BENTUK MOLEKUL

BENTUK MOLEKUL

Bentuk molekul menggambarkan kedudukan atom-atom di dalam suatu molekul, yaitu kedudukan atom-atom dalam ruang tiga dimensi dan besarnya sudut-sudut ikatan yang dibentuk dalam suatu molekul, serta ikatan yang terjadi pada molekul tersebut yang dibentuk oleh pasangan-pasangan elektron.

Bentuk molekul dapat ditentukan melalui langkah-langkah sebagai berikut:

1. Menentukan jumlah elektron valensi atom pusat (EV).
2. Menentukan jumlah domain elektron ikatan (X).
3. Menentukan jumlah domain elektron bebas (E) menggunakan rumus: E = 
4. Menentukan tipe molekul
5. Menggambarkan susunan ruang domain-domain elektron di sekitar atom pusat yang memberi tolakan minimum berdasarkan tabel hubungan antara PEI dan PEB pada atom pusat terhadap bentuk molekul.

Tabel Hubungan Antara PEI Dan PEB Pada Atom Pusat Terhadap Bentuk Molekul

Perhatikan contoh penentuan bentuk molekul H₂O berikut!

1. Jumlah elektron valensi atom pusat (oksigen), EV = 6
2. Jumlah domain elektron ikatan (X) = 2
3. Jumlah domain elektron bebas (E) = 
4. Tipe molekul : AX₂E₂
5. Bentuk geometri molekul: bentuk V

Bentuk Molekul H₂O

sumber : https://sumberbelajar.belajar.kemdikbud.go.id/sumberbelajar/tampil/Bentuk-Molekul-2014/konten10.html

Share:

Read More

IKATAN KIMIA

IKATAN KIMIA

Ketika dua atom atau ion “berpegangan” dengan sangat erat, dapat dikatan bahwa di antaranya terdapat suatu ikatan kimia. Dalam pembentukannya, yang berperan adalah elektron valensi, yaitu elektron yang berada pada kulit terluar. Untuk memudahkan penggambaran elektron valensi pada atom suatu unsur dan ikatan yang terbentuk dapat digunakan simbol Lewis (simbol titik-elektron Lewis).

Simbol Lewis dari suatu unsur terdiri dari simbol unsur tersebut dan satu titik untuk setiap satu elektron valensi yang dimilikinya. Sebagai contoh, perhatikan simbol Lewis untuk unsur-unsur berikut.

Materi Ikatan Kimia: Simbol titik-elektron Lewis untuk unsur-unsur golongan utama periode 2 dan 3
(Sumber: Silberberg, Martin S. 2009. Chemistry: The Molecular Nature of Matter and Change (5th edition). New York: McGraw Hill)

Atom unsur-unsur golongan gas mulia (golongan 18) dengan 8 elektron valensi memiliki sifat sangat stabil (tidak reaktif), energi ionisasi tinggi, dan afinitas elektron rendah. Pada umumnya semua atom berusaha untuk menerima, atau melepas, ataupun saling berbagi elektron agar memiliki jumlah elektron yang sama dengan atom gas mulia dengan nomor atom yang terdekat. Hal ini serupa dengan kehidupan manusia, di mana pada umumnya manusia berusaha untuk mencapai kesejahteraan sebagaimana golongan gas mulia. Hasil observasi ini mengacu pada rumusan teori: aturan oktet, yang menyatakan bahwa atom-atom cenderung akan menerima, atau melepas, ataupun saling berbagi (sharing) elektron sehingga memiliki 8 elektron valensi.

Atom-atom cenderung ingin berikatan karena dengan adanya ikatan, energi potensial antara partikel positif dan partikel negatif — entah antar ion dengan muatan yang berlawanan ataupun antar inti dengan elektron-elektron di antaranya — akan lebih rendah. Ikatan kimia dibagi menjadi 3 jenis berdasarkan 3 cara kombinasi dari unsur logam dan unsur nonlogam, yakni logam dengan non logam (ikatan ionik), non logam dengan non logam (ikatan kovalen), dan logam dengan logam (ikatan logam).

Ikatan ionik (ikatan elektrovalen): “transfer elektron”

Atom logam (energi ionisasi rendah) cenderung melepaskan elektronnya, lalu diterima oleh atom nonlogam (afinitas elektron besar). Dari proses transfer elektron dari atom logam ke atom nonlogam ini akan terbentuk ion positif dan ion negatif dengan konfigurasi elektron gas mulia yang saling tarik menarik dengan gaya elektrostatis yang disebut ikatan ionik. Sebagai contoh, dalam pembentukan senyawa ionik NaCl terjadi transfer elektron dari atom Na ke atom Cl.

Ikatan kovalen: “sharing elektron”

Atom-atom nonlogam cenderung tidak ingin melepaskan elektronnya (energi ionisasi tinggi) dan ingin menarik elektron-elektron dari atom lainnya (afinitas elektron besar) sehingga terdapat satu atau lebih pasangan elektron yang dipakai untuk berbagi bersama. Ikatan kimia yang terbentuk dari sharing elektron terlokalisasi antara atom ini disebut ikatan kovalen. Sebagai contoh, 2 atom H berikatan kovalen membentuk molekul H2 dan 2 atom Cl berikatan kovalen membentuk molekul Cl2.

Struktur Lewis untuk senyawa kovalen dapat digambarkan dengan setiap pasangan elektron ikatan (PEI) digambarkan sebagai satu garis dan pasangan elektron bebas (PEB) digambarkan sebagai titik-titik. Berikut struktur Lewis untuk beberapa senyawa kovalen.

Ikatan kovalen dengan berbagi satu pasangan elektron disebut sebagai ikatan kovalen tunggal (ikatan tunggal). Ikatan kovalen dengan berbagi dua pasangan elektron disebut ikatan rangkap dua, contohnya CO2. Ikatan kovalen dengan berbagi tiga pasangan elektron disebut ikatan rangkap tiga, contohnya N2.

Kepolaran Ikatan, Elektronegativitas, dan Momen Dipol

Ikatan kimia di mana elektron-elektron digunakan bersama secara setara dan merata, seperti pada Cl2 dan N2, disebut sebagai ikatan kovalen nonpolar. Ikatan di mana salah satu atom memiliki daya tarik elektron (elektronegativitas) yang lebih tinggi terhadap elektron-elektron ikatan dibanding atom lainnya, sehingga terjadi pembentukan dipol (pemisahan muatan negatif dan muatan positif), seperti pada HF, disebut sebagai ikatan kovalen polar.

Ukuran kepolaran dinyatakan dengan besaran yang disebut momen dipol (μ). Semakin besar momen dipol, semakin besar kepolarannya. Satuan momen dipol adalah debye (D), di mana 1 D = 3,34×10−30 Cm. Jika dua muatan berlawanan dengan besar muatan sama Q+ dan Q− terpisah dengan jarak r, maka momen dipolnya adalah hasil kali Q dan r:

μ = Qr

Contoh soal Ikatan Kimia

Panjang ikatan dalam molekul HCl adalah 1,27 Å. Hitunglah momen dipol (dalam debye) bila muatan pada atom H dan Cl masing-masing adalah +1 dan −1.

Jawab:

Muatan pada atom H dan Cl adalah sebesar muatan e−.

r = 1,27 Å = 

Mau latihan soal? Yuk jawab pertanyaan di Forum StudioBelajar.com

Pengecualian Aturan Oktet

Ikatan Kovalen Koordinasi

Ikatan kovalen koordinasi (ikatan dativ) adalah ikatan kovalen di mana salah satu atomnya mendonasikan pasangan elektron yang dimilikinya. Pada ikatan kovalen koordinasi, pasangan elektron ikatannya hanya berasal dari satu atom, bukan dari kontribusi bersama kedua atom yang berikatan. Contoh:

Ikatan logam: “lautan elektron”

Atom-atom logam cenderung mudah melepaskan elektronnya (energi ionisasi rendah) dan susah menangkap elektron (afinitas elektron kecil) sehingga elektron-elektron valensi terdelokalisasi dan tersebar merata menjadi lautan elektron di antara kation-kation logam. Elektron-elektron “mengalir” di antara dan sekeliling kation logam dan mengikatkan kation-kation logam tersebut.

Ilustrasi 3 jenis ikatan kimia: ionik, kovalen, dan logam
(Sumber: Silberberg, Martin S. 2009. Chemistry: The Molecular Nature of Matter and Change (5th edition). New York: McGraw Hill)

Ikatan Kimia – Referensi
– Brown, Theodore L. et al. 2015. Chemistry: The Central Science (13th edition). New Jersey: Pearson Education, Inc.
– Chang, Raymond. 2010. Chemistry (10th edition). New York: McGraw Hill
– Petrucci, Ralph H. et al. 2011. General Chemistry: Principles and Modern Applications (10th edition). Toronto: Pearson Canada Inc.
– Purba, Michael. 2006. Kimia 1A untuk SMA Kelas X. Jakarta: Erlangga.
– Silberberg, Martin S. 2009. Chemistry: The Molecular Nature of Matter and Change (5th edition). New York: McGraw Hill

Judul Artikel: Ikatan Kimia
Kontributor: Nirwan Susianto, S.Si.
Alumni Kimia UI

sumber : https://www.studiobelajar.com/ikatan-kimia/

Share:

Read More

MODEL ATOM

Model Atom Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr, Mekanika Kuantum Beserta Kelebihan dan Kelemahannya

Semua partikel yang terdapat di alam semesta tersusun atas partike-partikel yang sangat kecil yang kemudian para ahli kimia menyebutnya dengan nama Atom. Sejak zaman dahulu dimana manusia mulai berfikir tentang zat penyusun setiap materi, kemudian dirumuskannya teori atom, sampai zaman canggih seperti sekarang ini, keberadaan atom sudah diterima oleh semua orang. Namun bentuk atom dan penyusunnya belum diketahui secara pasti

Para ahli kimia hanya bisa mereka-reka berdasarkan hasil pengamatan di laboratorium terhadap gejala yang ditimbulkan jika suatu materi diberi perlakuan tertentu. Dari pengamatan gejala-gejala tersebut, para ilmuwan membuat teori tentang atom serta memperkirakan bentuk atom tersebut dengan nama Model Atom.

Model-model atom yang dibuat oleh para ilmuwan mengalami perkembangan sampai sekarang dan mungkin akan terus berkembang seiring dengan perkembangan IPTEK. Berikut ini adalah gambar perkembangan model-model atom yang dikembangkan oleh para ahli kimia kimia.

Perkembangan Teori Atom

Model Atom Dalton

Berdasarkan konsep atom Democritus sesuai dengna Hukum Kekekalan Massayang berbunyi “massa zat sebelum dan sesudah reaksi sama” dan Hukum Perbandingan Tetap yang berbunyi “perbandingan massa unsur-unsur dalam suatu senyawa adalah tetap dan tertentu”, maka pada tahun 1803 ilmuwan Inggris John Dalton merumuskan teori model atom sebagai berikut:  

1.  Atom merupakan bagian terkecil dari materi yang sudah tidak dapat dibagi lagi.

2.  Atom digambarkan sebagai bola pejal yang sangat kecil, suatu unsur memiliki atom-atom yang identik dan berbeda untuk unsur yang berbeda.

3.  Atom-atom bergabung membentuk senyawa dengan perbandingan bilangan bulat dan sederhana. Misalnya air terdiri atas atom-atom hidrogen dan atom-atom oksigen.

4.  Reaksi kimia merupakan pemisahan atau penggabungan atau penyusunan kembali dari atom-atom, sehingga atom tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan

Model Atom Dalton

Hipotesis Dalton digambarkan dengan model atom sebagai bola pejal seperti bola tolak peluru. Kelebihan dan kelemahan model atom Dalton antara lain sebagai berikut:

Kelebihan

-       Dapat menerangkan Hukum Kekekalan Massa (Hukum Lavoisier)

-       Dapat menerangkan Hukum Perbandingan Tetap (Hukum Proust)

Kelemahan

-       Tidak dapat menerangkan sifat listrik atom

-       Pada kenyataannya atom dapat dibagi lagi menjadi partikel yang lebih kecil (partikel subatomik)

Model Atom Thomson

pada tahun 1897, fisikawan Inggris, Joseph John Thomson menemukan elektron . dia menunjukkan bahwa elektron adalah partikel subatomik. Dari penemuan ini Thomson mengemukakan hipotesis sebagai berikut: “karena elektron bermuatan listrik negatif, sedangkan atom bermuatan listrik netral, maka harus ada muatan listrik positif yang mengimbangi muatan elektron dalam atom”.

Berdasarkan hipotesis tersebut, Thomson mengusulkan model atomnya yang dikenal dengan nama model atom roti kismis yaitu sebagai berikut: 

1.  Atom berbentuk bola pejal bermuatan positif yang homogen (diibaratkan seperti roti)

2.  Elektron bermuatan negatif tersebar di dalamnya (seperti kismis yang tersebar di dalam roti). 

Model Atom Rutherford

Beberapa kelebihan dan kelemahan model atom Thomson adalah sebagai berikut:

Kelebihan

1.  Dapat menerangkan adanya partikel yang lebih kecil dari atom yang disebut partikel subatomik.

2.  Dapat menerangkan sifat listrik atom.

Kelemahan
Tidak dapat menerangkan fenomena penghamburan partikel alfa oleh selaput tipis emas yang dikemukakan oleh Rutherford.

Model Atom Rutherford

Tahun 1911, Fisikawan Inggris Ernest Rutherford dan 2 temannya Geiger dan Marsden melakukan eksperimen “penghamburan partikel alfa oleh selaput tipis emas (0,0004 mm)” dengan hasil sebagai berikut:

1.  Sebagian besar partikel alfa menembus selaput tipis emas. Berarti, sebagian besar atom adalah ruang kosong.

2.  Sedikit dari partikel alfa (yang bermuatan positif) dibelokkan keluar oleh sesuatu. hal ini menunjukkan adanya sesuatu yang bermuatan positif yang dapat membelokkan partikel alfa.

3.  Lebih sedikit lagi dari partikel alfa itu (hanya 1 dari 20.000) terpantul dari selaput tipis emas. Hal ini menunjukkan adanya sesuatu yang sangat kecil (belakangan disebut sebagai inti), namun massa terpusat di sana sehingga partikel alfa yang menumbuk pusat massa itu akan terpantulkan

Percobaan Rutherford

Dari fenomena percobaan tersebut, Rutherford mengusulkan model atom yang dikenal dengan model atom nuklir Rutherford, yaitu sebagai berikut: 

1.  Sebagian besar ruangan dalam atom merupakan ruangan kosong.

2.   Atom terdiri atas inti atom bermuatan positif dan hampir seluruh massa atom terpusat pada inti.

3.  Elektron beredar mengelilingi inti.

4.  Jumlah muatan inti sama dengan jumlah muatan elektron sehingga atom bersifat netral.

 

Model Atom Rutherford

Beberapa kelebihan dan kelemahan model atom Rutherford adalah sebagai berikut:

Kelebihan

1.  Dapat menerangkan fenomena penghamburan partikel alfa oleh selaput tipis emas.

2.  Mengemukakan keberadaan inti atom yang bermuatan positif dan merupakan pusat massa atom.

Kelemahan

1.  Bertentangan dengan teori elektron dinamika klasik, di mana suatu partikel bermuatan listrik apabila bergerak akan memancarkan energi.

2.  Elektron bermuatan negatif yang beredar mengelilingi inti akan kehilangan energi terus-menerus sehingga akhirnya akan membentuk lintasan spiral dan jatuh ke inti. Pada kenyataannya hal ini tidak terjadi, elektron tetap stabil pada lintasannya. 

Model Atom Niels Bohr

Tahun 1913 fisikawan Denmark, Niels Henrik David Bohr, mengemukakan teori tentang atom yang bertitik tolak dari model atom nuklir Rutherford dan teori kuantum Planck.

Model Atom Niels Bohr

Model atom Bohr berdasarkan teorinya adalah sebagai berikut: 

1.  Elektron beredar mengelilingi inti pada lintasan-lintasan (orbit) tertentu.

2.  Elektron yang beredar pada lintasannya tidak memancarkan energi, lintasan elektron ini disebut lintasan stasioner.

3.  Apabila elektron dengan tingkat energi rendah pindah ke lintasan dengan tingkat energi lebih tinggi maka elektron akan menyerap energi, peristiwa ini disebut eksitasi. Sebaliknya, apabila elektron pindah dari lintasan dengan tingkat energi lebih tinggi ke lintasan dengan tingkat energi lebih rendah maka elektron akan memancarkan energi, peristiwa ini disebut deeksitasi.

Baik eksitasi maupun deeksitasi disebut peristiwa transisi elektron. Energi yang diserap atau dipancarkan pada peristiwa transisi elektron ini dinyatakan dengan persamaan:

4.  Energi yang dipancarkan/diserap ketika terjadi transisi elektron terekam sebagai spektrum atom.

 

Beberapa kelebihan dan kelemahan model atom Bohr adalah sebagai berikut:

Kelebihan

1.  Menjawab kelemahan dalam model atom Rutherford dengan mengaplikasikan teori kuantum.

2.  Menerangkan dengan jelas garis spektrum pancaran (emisi) atau serapan (absorpsi) dari atom hidrogen.

Kelemahan

1.  Terjadi penyimpangan untuk atom yang lebih besar dari hidrogen.

2.  Tidak dapat menerangkan efek Zaeman, yaitu spektrum atom yang lebih rumit apabila atom ditempatkan pada medan magnet.

Model Atom Mekanika Kuantum

Model atom mekanika kuantum dikemukakan oleh Erwin Schrodinger. Model ini dapat digunakan untuk menjelaskan atom hidrogen dan atom yang lain.

Menurut teori mekanika kuantum, elektron dalam mengelilingi inti terletak pada tingkat-tingkat tertentu. Akan tetapi, keberadaan elektron tidak dapat dipastikan kedudukannya secara tepat. Adapun yang dapat dipastikan hanyalah kebolehjadian menemukan elektron. Daerah atau ruang kebolehjadian menemukan elektron disebut orbital.

Teori Atom Mekanika Kuantum

Erwin Schrodinger mendasarkan model atomnya pada hipotesis de Brogliemengenai dualisme partikel dan ketidakpastian Heisenberg.

Menurut Louis de Broglie, cahaya memiliki sifat partikel dan sifat cahaya. Sifat partikel ditandai dengan memiliki massa. Sifat cahaya ditandai dengan memiliki sifat gelombang dalam gerakannya. Dengan demikian, elektron yang memiliki massa dapat dipandang sebagai partikel dan cahaya. Akibat dualisme elektron, Heisenberg mengajukan prinsip ketidakpastian.

Menurut Heisenberg, tidak ada metode yang dapat digunakan untuk menentukan kedudukan elektron. Akan tetapi, yang dapat ditentukan adalah kebolehjadian menemukan elektron. Erwin Schrodinger memperoleh hadiah Nobel 1933 bidang fisika bersama Paul Dirac, seorang fisikawan lain, untuk karya perintis mereka dalam mekanika kuantum.

sumber : https://blogmipa-kimia.blogspot.com/2017/04/model-model-atom-kekurangan-dan-kelebihannya.html

Share:

Read More