Struktur Atom, Sistem Periodik dan Ikatan Kimia

Struktur Atom, Sistem Periodik dan Ikatan Kimia

STANDAR KOMPETENSI
Mendeskripsikan struktur atom dan sifat-sifat periodik atom serta struktur molekul dan sifat-sifatnya.
KOMPETENSI DASAR
Menerapkan teori atom mekanika kuantum untuk menentukan konfigurasi elektron dan diagram orbital serta menggunakan penentuan letak unsur dalam sistim periodik .
INDIKATOR
1. Mendeskripsikan teori atom mekanika kuantum.
2. Menentukan nilai bilangan kuantum (n.l.m.s)suatu elektron dalam suatu orbital.
3. Menentukan konfigurasi elektron menurut teori mekanika kuantum
4. Menggambarkan diagram orbital menurut teori mekanika kuantum
5. Menentukan letak unsure dalam table periodic.
TUJUAN PEMBELAJARAN
1. Siswa dapat mendeskripsikan teori atom mekanika kuantum.
2. Siswa dapat menentukan nilai bilangan kuantum (n.l.m.s)suatu elektron dalam suatu orbital.
3. Siswa dapat menentukan konfigurasi elektron menurut teori mekanika kuantum.
4. Siswa dapat menggambarkan diagram orbital menurut teori mekanika kuantum.
5. Siswa dapat menentukan letak unsure dalam table periodic
MATERI PELAJARAN
I. TEORI ATOM MEKANIKA KUANTUM
*Teori yang mendasari
1. Teori / hukum Einstein dikenal dengan energi foton
E= mc2
artinya suatu materi yang bermasa 1 gram mempunyai energi sebasar 8.9874 x 10 10 kj.
Menurut Einstein radiasi gelombang elktromagnetik mempunyai sifat partikel dan radiasi ituDikenal dengan energi foton.
2. Teori Max Planck
Menurut planck radiasi gelombang elektromagnetik bersifat diskrit artinya suatu benda hanya dapat memancarkan atau menyerap radiasi elektromagnetik dalam ukuran paket-paket kecil yang disebut dengan kuanta/kuantum.
Besarnya energi itu tergantung kepada frekuensi dan panjang gelombang radiasinya.
E = hv
E= hc/λ
E = Energi foton
h = tetapan planck (h= 6.63×10-34 js)
energi foton berbanding terbalik dengan panjang gelombangnya, semakin besar panjang gelombang semakin kecil energi fotonnya.
3. Hipotesis Louis de Broglie
Menurut de Broglie suatu benda bermasa m yang bergerak dengan kecepatan v membentuk gelombang sebesar
λ = h/mv
Sehingga de Broglie menyimpulkan bahwa materei dapat btersifat sebagai partikel dan dapat bersifat sebagai gelombang . electron sebagai partikel juga mempunyai sifat gelombang. Hal inilah yang mendasari lahirnya teori atom mekanika kuantum atau teori mekanika gelombang. Teori ini membantah teori Borh yang menyatakan bahwa gerakan partikel berbentuk lintasan tetapi gerakan partikel berbentuk gelombang.
4. Azas ketidak pastian Heisenberg
Menurut Werner Heisenberg posisi dan momentum suatu partikel tidak dapat ditentukan secara bersamaan. Semakin dapat ditentukan posisi suatu partikel maka semakintidak dapat ditentukan momentum suatu partikel dan sebaliknya, keadaan itu ditulisnya dalam suatu persamaan sebagai berikut:
(Δx)(Δp) ≥ h/2π
Δp = kesalahan momentum
Δx = kesalahan posisi
Semakin kecil Δp maka semakin besar Δx, semakin besarΔp maka semakin kecil Δx
5. Persamaan schrodinger
Posisi dan momentum suatu partikel tidak dapat ditentukan secara pasti, yang dapat ditentukan adalah daerah kebolehjadian menemukan electron yang disebut dengan orbital. Orbital secara teori digambarkan oleh Erwinschrodinger sebagai suatu persamaan fungsi gelombang yang dikenal dengan nama persamaan schrodinger, dimana suatu partikel bermasa m, energi kinetic (E) dan energi potensial (v), dengan fungsi gelombang (ψ) yang bergerak dalam ruang tiga dimensi dalam sumbu x, y, z .
Dari persamaan fungsi gelombang dapat diketahui kebolehjadian menemukan orbital electron dengan menggunakan suatu bilangan kuantum.
* Bilangan Kuantum

Erwin schrodinger menggunakan empat jenis bilangan kuantum yang mempunyai fungsi tertentu untuk menentukan bentuk dan ukuran orbital.
Bilangan kuantum utama (n).
Bilangan kuantum utama merupakan bilangan yang menunjukan tingkat energi orbital
n merupakan bilangan bulat positif dan tidak termasuk nol. n = 1,2,3,….
Semakin tinggi harga n, maka semakin semakin besar orbitalnya.
Bilangan kuantum azimuth (l)
Bilangan kuantum azimuth menyatakan bentuk orbital.
l = 0 orbital s (Sharp)
l = 1 orbital p (principal)
l = 2 orbital d (diffuse)
l = 3 orbital f (fundamental)
Nilai l dimulai dari 0 sampai (n-1). Hubungan antara kulit, tingkat energi dan bentuk orbital dapat digambarkan sebagai berikut.
Kulit K n = 1, l = 0 , orbital s
Kulit L n = 2, l = 0 , 1 , orbitas s ,p
Kulit M n = 3, l = 0, 1, 2 orbital s, p, d
Kulit N n = 4, l = 0, 1, 2, 3 orbital s, p, d, f
Dan seterusnya.
Bilangan kuantum magnetic (m)
Bilangan kuantum magnetic menunjukan arah orbital dalam sumbu x, y, z atau orientasi orbital dalam ruang.
m bernilai negative, nol, dan positif.
Missal : jika l = 0 maka m = 0 orbital s
l = 1 maka m = –1, 0, 1 orbital px, py, pz
l = 2 maka m = –2–1, 0, 1, 2 orbitalnya dx2 –y2, dz2, dxy, dxz, dyz
Bilangan kuantum spin (s)
Bilangan kuantum spin menyatakan arah perputaran electron dalam orbital.
Arah perputaran yang searah dengan jarum jam nilainya +1/2 dan arah perputaran yang berlawanan arah jarum jam nilainya -1/2. Tingkat energinya sama, tanda hanya untuk membedakan yang satu dengan yang lain.
* Bentuk dan Orientasi Orbital

1.Orbital s

Bentuk orbital s memiliki satu orbital dengan bentuk seperti bola, sehingga tidak tergantung pada sudut manapun. Orbital s hanya terdapat 1 nilai m , sehingga hanya terdapat 1 orientasi, yaitu sama ke segala arah.
2. Orbital p
Orbital p berbentuk cuping-dumbbell (bagai balon terpilin).Sub kulit p memiliki tiga orbital. Pada sub kulit ini terdapat 3 nilai m(–1, 0, +1) sehingga terdapat 3 orientasi yang satu dan lainnya membentuk sudut 9o.
3.Orbital d
Orbital d memiliki 5 orbital dengan bentuk yang komplek sdan orientasi yang berbeda. Empat orbital pertama memiliki bentuk yang sama, sedangkan satu orbital memiliki bentuk yang berbeda.Kelima orbital itu adalah dxy ,dxz ,dyz,dx2y2,dan dz2.
4.Orbital f
Orbital f(mempunyai 7 orbital) dan dikelompokan menjadi tigakelompok, yaitu
1) kelompok pertama: fxyz
2) kelompok kedua : fx(z2-y2),fy(z2-y2),fz(x2-y2)
3) kelompok ketiga : fx3,fy3,fz3
Untuk lebih jelasnya,coba perhatikan video berikut :

KONFIGURASI ELEKTRON BERDASARKAN KONSEP BILANGAN KUANTUM
Konfigurasi elektron menggambarkan penataan/susunan elektron dalam atom. Dalam menentukan konfigurasi elektron suatu atom, ada 3 aturan yang harus dipakai, yaitu : Aturan Aufbau, Aturan Pauli, dan Aturan Hund.
1. Aturan Aufbau
Pengisian orbital dimulai dari tingkat energi yang rendah ke tingkat energi yang tinggi. Elektron mempunyai kecenderungan akan menempati dulu subkulit yang energinya rendah. Besarnya tingkat energi dari suatu subkulit dapat diketahui dari bilangan kuantum utama (n) dan bilangan kuantum azimuth ( l ) dari orbital tersebut. Orbital dengan harga (n + l) lebih besar mempunyai tingkat energi yang lebih besar. Jika harga (n + l) sama, maka orbital yang harga n-nya lebih besar mempunyai tingkat energi yang lebih besar. Urutan energi dari yang paling rendah ke yang paling tinggi sebagaimana digaram yang dibuat oleh Mnemonik Moeler adalah sebagai berikut:
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d ….

Aturan Pauli (Eksklusi Pauli)
Aturan ini dikemukakan oleh Wolfgang Pauli pada tahun 1926. Yang menyatakan “Tidak boleh terdapat dua elektron dalam satu atom dengan empat bilangan kuantum yang sama”. Orbital yang sama akan mempunyai bilangan kuantum n, l, m, yang sama tetapi yang membedakan hanya bilangan kuantum spin (s). Dengan demikian, setiap orbital hanya dapat berisi 2 elektron dengan spin (arah putar) yang berlawanan. Jadi, satu orbital dapat ditempati maksimum oleh dua elektron, karena jika elektron ketiga dimasukkan maka akan memiliki spin yang sama dengan salah satu elektron sebelumnya.
Contoh :
Pada orbital 1s, akan ditempati oleh 2 elektron, yaitu :
Elektron Pertama à n=1, l=0, m=0, s= +½
Elektron Kedua à n=1, l=0, m=0, s= – ½
(Hal ini membuktikan bahwa walaupun kedua elektron mempunyai n,l dan m yang sama tetapi mempunyai spin yang berbeda)
3. Aturan Hund
Aturan ini dikemukakan oleh Friedrick Hund Tahun 1930. yang menyatakan “elektron-elektron dalam orbital-orbital suatu subkulit cenderung untuk tidak berpasangan”.
Elektron-elektron baru berpasangan apabila pada subkulit itu sudah tidak ada lagi orbital kosong.
Untuk menyatakan distribusi elektron-elektron pada orbital-orbital dalam suatu subkulit, konfigurasi elektron dituliskan dalam bentuk diagram orbital.
Suatu orbital digambarkan dalam bentuk kotak, sedangkan elektron yang menghuni orbital digambarkan dengan dua anak panah yang berlawanan arah. Jika orn=bital hanya mengandung satu elektron, maka anak panah yang ditulis mengarah ke atas.
Dalam menerapkan aturan hund, maka kita harus menuliskan arah panah ke atas terlebih dahulu pada semua kotak, baru kemudian diikuti dengan arah panah ke bawah jika masihterdapat elektron sisanya.

HUBUNGAN KONFIGURASI ELEKTRON DENGAN SISTEM PERIODIK UNSUR

Agustus 13, 2010 oleh esdipangganti
Konfigurasi elektron menyatakan sebaran elektron dalam atom. Nomor atom menunjukkan jumlah elektron. Hal ini membuktikan bahwa terdapat hubungan antara sifat-sifat unsur dengan konfigurasi elektron, katena tabel Sistem Periodik Unsur (SPU) disusun berdasarkan kenaikan nomor atom unsur. Pada SPU dikenal istilah Golongan (kolom vertikal) dan Periode (baris horizontal)
1. Golongan
SPU dibagi atas 8 golongan. Setiap golongan dibagi atas Golongan Utama (A) dan Golongan Transisi (B). Penomoran golongan dilakukan berdasarkan elektron valensi yang dimiliki oleh suatu unsur. Setiap Unsur yang memiliki elektron valensi sama akan menempati golongan yang sama pula
Berdasarkan letak elektron terakhir pada orbitalnya, dalam konfigurasi elektron, unsur-unsur dalam SPU dibagi menjadi 4 blok, yaitu blok s, blok p, blok d, dan blok f.
Jika konfigurasi elektron berakhir di blok s atau p maka pasti menempati golongan A
Jika konfigurasi elektron berakhir di blok d maka pasti menempati golongan B
Jika konfigurasi elektron berakhir di blok f maka pasti menempati golongan B (Lantanida, n=6 dan Aktinida, n=7 (gol.radioatif))
Selain itu untuk menentukan nomor golongan, ditentukan dengan mengetahui jumlah elektron valensi pada konfigurasi terakhir.
Contoh :
11Na = 1s2 2s2 2p6 3s1
Dapat diketahui bahwa elektron terakhir pada n=3 mempunyai elektron valensi 1, berarti golongan I serta berakhir di subkulit s, berarti Golongan A, jadi kalau digabungkan menjadi Golongan IA
2. Periode
SPU terdiri atas 7 periode. Periode disusun berdasarkan kenaikan nomor atom. Unsur-unsur yang mempunyai jumlah kulit sama akan menempati baris yang sama. Dengan demikian jumlah kulit sama dengan periode, sehingga periode 1 memiliki n-1, periode 2 memiliki n=2, dst.
Contoh :
11Na = 1s2 2s2 2p6 3s1
Dapat diketahui bahwa elektron terakhir berada pada n=3 yang berarti unsur tersebut masuk dalam Periode 3

II. SISTEM PERIODIK

Dasar dan Penyusunan Sistem Periodik Unsur Modern

Ditulis oleh Budi Utami pada 02-06-2011

Sistem periodik unsur modern (lihat gambar) disusun berdasarkan kenaikan nomor atom dan kemiripan sifat. Lajur horizontal, yang selanjutnya disebut periode, disusun menurut kenaikan nomor atom, sedangkan lajur vertikal, yang selanjutnya disebut golongan, disusun menurut kemiripan sifat.
Unsur segolongan bukannya mempunyai sifat yang sama, melainkan mempunyai kemiripan sifat. Setiap unsur memiliki sifat khas yang membedakannya dari unsur lainnya. Unsur-unsur dalam sistem periodik dibagi menjadi dua bagian besar, yaitu unsur-unsur yang menempati golongan A yang disebut unsur golongan utama, dan unsur-unsur yang menempati golongan B yang disebut unsur transisi (James E. Brady, 1990).
Sistem periodik unsur modern yang disebut juga sistem periodik bentuk panjang, terdiri atas 7 periode dan 8 golongan. Periode 1, 2, dan 3 disebut periode pendek karena berisi sedikit unsur, sedangkan periode lainnya disebut periode panjang. Golongan terbagi atas golongan A dan golongan B. Unsur-unsur golongan A disebut golongan utama, sedangkan golongan B disebut golongan transisi. Golongan-golongan B terletak antara golongan IIA dan IIIA. Golongan B mulai terdapat pada periode 4.
Dalam sistem periodik unsur yang terbaru, golongan ditandai dengan golongan 1 sampai dengan golongan 18 secara berurutan dari kiri ke kanan. Dengan cara ini, maka unsur transisi terletak pada golongan 3 sampai dengan golongan 12. Cara seperti itu dapat dilihat pada sistem periodik unsur pada gambar 1.14

a. Periode
Sistem periodik unsur modern mempunyai 7 periode. Unsur-unsur yang mempunyai jumlah kulit yang sama pada konfigurasi elektronnya, terletak pada periode yang sama.

b. Golongan
Sistem periodik unsur modern mempunyai 8 golongan utama (A).
Unsur-unsur pada sistem periodik modern yang mempunyai elektron
valensi (elektron kulit terluar) sama pada konfigurasi elektronnya, maka
unsur-unsur tersebut terletak pada golongan yang sama (golongan
utama/A).

III.IKATAN KIMIA

*Ikatan Kovalen

Ikatan kovalen adalah ikatan yang terjadi akibat pemakaian pasangan elektron secara bersama-sama oleh dua atom (James E. Brady, 1990). Ikatan kovalen terbentuk di antara dua atom yang sama-sama ingin menangkap elektron (sesama atom bukan logam).
Cara atom-atom saling mengikat dalam suatu molekul dinyatakan oleh rumus
bangun atau rumus struktur. Rumus struktur diperoleh dari rumus Lewis dengan mengganti setiap pasangan elektron ikatan dengan sepotong garis. Misalnya, rumus bangun H2 adalah H – H.
Contoh:
a. Ikatan antara atom H dan atom Cl dalam HCl
Konfigurasi elektron H dan Cl adalah:
H : 1 (memerlukan 1 elektron)
Cl : 2, 8, 7 (memerlukan 1 elektron)
Masing-masing atom H dan Cl memerlukan 1 elektron, jadi 1 atom H akan
berpasangan dengan 1 atom Cl.
Lambang Lewis ikatan H dengan Cl dalam HCl
b . Ikatan antara atom H dan atom O dalam H2O
Konfigurasi elektron H dan O adalah:
H : 1 (memerlukan 1 elektron)
O : 2, 6 (memerlukan 2 elektron)
Atom O harus memasangkan 2 elektron, sedangkan atom H hanya memasangkan 1 elektron. Oleh karena itu, 1 atom O berikatan dengan 2 atom H. Lambang Lewis ikatan antara H dengan O dalam H2O.
Dua atom dapat membentuk ikatan dengan sepasang, dua pasang, atau tiga
pasang elektron bergantung pada jenis unsur yang berikatan. Ikatan kovalen
yang hanya melibatkan sepasang elektron disebut ikatan tunggal (dilambangkan dengan satu garis), sedangkan ikatan kovalen yang melibatkan lebih dari sepasang elektron disebut ikatan rangkap. Ikatan yang melibatkan dua pasang elektron disebut ikatan rangkap dua (dilambangkan dengan dua garis), sedangkan ikatan yang melibatkan tiga pasang elektron disebut ikatan rangkap tiga (dilambangkan dengan tiga garis).
c. Ikatan rangkap dua dalam molekul oksigen (O2)
Oksigen (Z = mempunyai 6 elektron valensi, sehingga untuk mencapai konfigurasi oktet harus memasangkan 2 elektron. Pembentukan ikatannya dapat digambarkan sebagai berikut.
Lambang Lewis ikatan O2

d. Ikatan rangkap tiga dalam molekul N2
Nitrogen mempunyai 5 elektron valensi, jadi harus memasangkan 3 elektron
untuk mencapai konfigurasi oktet. Pembentukan ikatannya dapat digambarkan sebagai berikut.
Lambang Lewis ikatan N2
Pasangan elektron yang dipakai bersama-sama disebut pasangan elektron ikatan (PEI), sedangkan yang tidak dipakai bersama-sama dalam ikatan disebut pasangan elektron bebas (PEB). Misalnya:
• Molekul H2O mengandung 2 PEI dan 2 PEB
• Molekul NH3 mengandung 3 PEI dan 1 PEB
• Molekul CH4 mengandung 4 PEI dan tidak ada PEB

* Ikatan Ion

Ditulis oleh Budi Utami pada 07-06-2011

Ikatan ion adalah ikatan yang terjadi akibat perpindahan elektron dari satu atom ke atom lain (James E. Brady, 1990). Ikatan ion terbentuk antara atom yang melepaskan elektron (logam) dengan atom yang menangkap elektron (bukan logam). Atom logam, setelah melepaskan elektron berubah menjadi ion positif. Sedangkan atom bukan logam, setelah menerima elektron berubah menjadi ion negatif. Antara ion-ion yang berlawanan muatan ini terjadi tarik-menarik (gaya elektrostastis) yang disebut ikatan ion (ikatan elektrovalen).
Ikatan ion merupakan ikatan yang relatif kuat. Pada suhu kamar, semua senyawa ion berupa zat padat kristal dengan struktur tertentu. Dengan mengunakan lambang Lewis, pembentukan NaCl digambarkan sebagai berikut.
NaCl mempunyai struktur yang berbentuk kubus, di mana tiap ion Na⁺ dikelilingi oleh 6 ion Cl^– dan tiap ion Cl^– dikelilingi oleh 6 ion Na⁺.
Senyawa ion dapat diketahui dari beberapa sifatnya, antara lain:

1. Merupakan zat padat dengan titik leleh dan titik didih yang relatif tinggi. Sebagai contoh, NaCl meleleh pada 801 °C.
2. Rapuh, sehingga hancur jika dipukul.
3. Lelehannya menghantarkan listrik.
4. Larutannya dalam air dapat menghantarkan listrik.

Contoh lain pembentukan ikatan ion sebagai berikut.
a. Pembentukan MgCl₂
Mg (Z = 12) dan Cl (Z = 17) mempunyai konfigurasi elektron sebagai berikut.
– Mg : 2, 8, 2
– Cl : 2, 8, 7
Mg dapat mencapai konfigurasi gas mulia dengan melepas 2 elektron,
sedangkan Cl dengan menangkap 1 elektron. Atom Mg berubah menjadi ion
Mg2+, sedangkan atom Cl menjadi ion Cl–.
– Mg (2, 8, 2) ⎯⎯→ Mg²⁺ (2, + 2 e–
(konfigurasi elektron ion Mg²⁺ sama dengan neon)
– Cl (2, 8, 7) + e– ⎯⎯→ Cl^– (2, 8, (konfigurasi elektron ion Cl^– sama dengan argon)
Ion Mg²⁺ dan ion Cl^– kemudian bergabung membentuk senyawa dengan rumus MgCl₂.
Dengan menggunakan lambang Lewis, pembentukan MgCl₂ dapat digambarkan sebagai berikut.
b. Ikatan antara atom 12Mg dan dalam MgO
Konfigurasi elektron Mg dan O adalah:
Mg : 2, 8, 2 (melepas 2 elektron)
O    : 2, 6 (menangkap 2 elektron)
Atom O akan memasangkan 2 elektron, sedangkan atom Mg juga akan
memasangkan 2 elektron.

c . Ikatan ion pada 19K dan dalam K2O
Konfigurasi elektron:
K : 2, 8, 8, 1 (melepas 1 elektron) membentuk K⁺
O : 2, 6 (menerima 2 elektron) membentuk O2^–
2 K+ + O2– ⎯⎯→ K₂O
d. Ikatan ion pada Fe (elektron valensi 3) dengan Cl (elektron valensi 7)
membentuk FeCl3
Fe mempunyai elektron valensi 3 akan membentuk Fe³⁺
Cl mempunyai elektron valensi 7 akan membentuk Cl^–
Fe3+ + 3 Cl– ⎯⎯→ FeCl3

Ikatan Kimia & Konfigurasi Elektron Gas Mulia

Ikatan Kimia
Gaya yang mengikat atom-atom dalam molekul atau gabungan ion dalam setiap senyawa disebut ikatan kimia. Konsep ini pertama kali dikemukakan pada tahun 1916 oleh Gilbert Newton Lewis (1875-1946) dari Amerika dan Albrecht Kossel (1853-1927) dari Jerman (Martin S. Silberberg, 2000).
Konsep tersebut adalah:

1. Kenyataan bahwa gas-gas mulia (He, Ne, Ar, Kr, Xe, dan Rn) sukar membentuk senyawa merupakan bukti bahwa gas-gas mulia memiliki susunan elektron yang stabil.
2. Setiap atom mempunyai kecenderungan untuk memiliki susunan elektron yang stabil seperti gas mulia. Caranya dengan melepaskan elektron atau menangkap elektron.
3. Untuk memperoleh susunan elektron yang stabil hanya dapat dicapai dengan cara berikatan dengan atom lain, yaitu dengan cara melepaskan elektron, menangkap elektron, maupun pemakaian elektron secara bersama-sama.

Konfigurasi Elektron Gas Mulia
Dibandingkan dengan unsur-unsur lain, unsur gas mulia merupakan unsur yang paling stabil. Kestabilan ini disebabkan karena susunan elektronnya berjumlah 8 elektron di kulit terluar, kecuali helium (mempunyai konfigurasi elektron penuh). Hal ini dikenal dengan konfigurasi oktet, kecuali helium dengan konfigurasi duplet.
Unsur-unsur lain dapat mencapai konfigurasi oktet dengan membentuk ikatan agar dapat menyamakan konfigurasi elektronnya dengan konfigurasi elektron gas mulia terdekat. Kecenderungan ini disebut aturan oktet. Konfigurasi oktet (konfigurasi stabil gas mulia) dapat dicapai dengan melepas, menangkap, atau memasangkan elektron. Dalam mempelajari materi ikatan kimia ini, kita juga perlu memahami terlebih dahulu tentang lambang Lewis. Lambang Lewis adalah lambang atom disertai elektron valensinya. Elektron dalam lambang Lewis dapat dinyatakan dalam titik atau silang kecil (James E. Brady, 1990).

sumber :
https://yennymartha.wordpress.com/kimia-x/semester-i/1-struktur-atomsistem-periodik-dan-ikatan-kimia/