j

1. Ikatan Hidrogen
Pengertian Ikatan Hidrogen
Ikatan hidrogen adalah sebuah interaksi tarik-menarik (dipol-dipol) antara atom yang bersifatelektronegatif dengan atom hidrogen yang terikat pada atom lain yang
juga bersif at elektronegatif. Jadi, ikatan hidrogen tidak hanya terjadi pada satu molekul, melainkan bisa antara molekul satu dengan molekul yang lainny a. Ikatan
hidrogen selalu melibatkan atom hidrogen. Inilah gambar ilustrasi ikatan hidrogen:
Sifat Kekuatan Ikatan Hidrogen
Ikatan hidrogen bersif at lebih kuat dibandingkan gay a v an der Waals, tetapi lebih lemah dibandingkanikatan kov alen maupun ikatan ion.
Pembentukan Ikatan Hidrogen
Ikatan hidrogen sangat dominan dalam kimia air, larutan air, pelarut hidroksilik, spesies yang mengandung gugus -OH umumnya, dan penting juga dalam sistem
biologi misalny a sebagai penghubung rantai polipetida dalam rantai protein dan pasangan basa dari asam nukleat.
Apabila atom hidrogen terikat pada atom lain, terutama F, O, N, atau Cl, sedemikian sehingga ikatan X-H bersifat sangat polar dengan daerah positif pada atom H,
maka atom H ini dapat berinteraksi dengan spesies negatif lain atau spesies kaya elektron membentuk ikatan hidrogen (Xδ- - Hδ+•••Y ; H•••Y = ikatan hidrogen).
Walaupun detilnya sangat bervariasi, tetapi umumnya dipercaya bahwa sifat khas gaya elektrostatik yang besar antara atom H dan Y. Konsekuensiny a, jarak
ikatan X-H dengan ikatan hidrogen akan menjadi lebih panjang, sekalipun tetap sebagai ikatan kovalen tunggal, daripada panjang ikatan normal X-H tanpa ikatan
hidrogen. Demikian juga jarak H•••Y umumnya lebih panjang daripada jarak ikatan normal H-Y. Dalam hal ikatan hidrogen sangat kuat, jarak X•••Y menjadi sangat
pendek dan panjang ikatan antara X-H dan H•••Y keduany a menjadi pendek dan hampir sama.
Bukti Adanya Ikatan Hidrogen
Bukti adanya peran ikatan hidrogen yang mana cukup signifikan adalah perbandingan sifat fisik titik didih abnormal dari seny awa-seny awa NH3, HF, dan H2O.
Kekuatan ikatan hidrogen dalam molekul-molekul secara berurutan adalah H2O > HF > NH3. Penyimpangan titik didih NH3, HF, dan H2O dalam hubunganny a
dengan titik didih senyawa-senyawa kovalen hidrida dari unsur-unsur dalam golongan yang sama menunjukkan peran ikatan hidrogen y ang sangat jelas seperti
gambar berikut ini:

2. Titik didih normal senyawa biner hidrogen golongan p
Dari studi kristalografik dapat diketahui bahwa dalam es setiap atom oksigen dikelilingi oleh empat atom-atom oksigen yang lain secara tetrahedral dan keempat
atom-atom hidrogen terletak antara atom-atom oksigen sekalipun tidak tepat di tengahnya. Jadi, setiap atom O mengikat dua atom H dengan jarak y ang sama
~1,01 Å dan dua atom H yang lain dengan jarak yang lebih panjang, ~1,75 Å, sebagai ikatan hidrogen. Jadi, jarak O-O ~2,76 Å. Struktur es ini terbuka dan
distribusi ikatan hidrogen terbentuk secara acak. Jika es meleleh, maka sebagian ikatan hidrogen terputus sehingga struktur es tidak lagi dapat dipertahankan dan
berakibat naikny a densitas air.
Ikatan Hidrogen pada Spektroskopi
Bukti adanya ikatan hidrogen yang lebih signifikan adalah melalui studi kristalografik - sinar X, difraksi neutron, demikian juga spekrum inf ra merah dan Nuclear
Magnetic Resonance (NMR) baik untuk padatan cairan, maupun larutan. Di dalam spektrum inframerah, untuk senyawa X-H yang mengandung ikatan hidrogen,
maka energi vibrasi - stretching X-H akan menjadi melemah hingga akan muncul pada spektrum dengan f rekuensi y ang lebih rendah dan melebar - tumpul.

3. Ikatan Ion
Pengertian Ikatan Ion
Secara sederhana, definisi ikatan ion adalah ikatan antara dua macam ion (kation dan anion) oleh gaya-gaya elektrostatik Coulomb. Namun, misalnya
untuk senyawa kompleks [Fe(H2O)6]2+, ion pusat Fe2+ dengan molekul pengeliling H2O, juga sebagian besar diikat oleh gaya-gaya elektrostatik antara
ion pusat dengan dipol listrik tetap yaitu negatif yang dihasilkan oleh molekul pengeliling. Oleh karena ikatan ion terjadi d engan cara transfer elektron,
maka dapat diramalkan bahwa unsur-unsur golongan alkali dan alkali tanah dengan karakteristik ns(1-2) mempunyai kecenderungan yang cukup kuat
untuk membentuk ikatan ionik dengan unsur-unsur golongan halogen dan oksigen dengan karakteristik ns2np(4-5). Kenyataannya ditemui berbagai tipe
ion dengan konfigurasi elektronik tertentu.
Jenis-jenis Spesies Ion
Spesies tanpa elektron valensi
Ion hidrogen H+, barangkali dapat dipandang sebagai satu-satunya contoh spesies tanpa elektron valensi, meskipun eksistensinya distabilkan dalam
bentuk tersolvasi oleh pelarut, yaitu sebagai ion hidronium, H3O+, dalam air.
Spesies dengan dua elektron valensi
Beberapa spesies yang cukup stabil dengan dua elektron valensi adalah ion hidrida, H+, Li+, dan Be2+. Ion-ion ini mengadopsi konfigurasi elektronik gas
mulia He.
Spesies dengan delapan elektron valensi

4. Pembentukan spesies yang stabil dengan delapan elektron valensi adalah seperti Na+, Mg2+, F- dan O2-. Jadi, NaF, Na2O, MgF2, dan MgO merupakan
contoh spesies ionik dengan mengadopsikonfigurasi elektron valensi gas mulia terdekat, Ne.
Spesies dengan sembilan elektron valensi
Kenyataan bahwa banyak senyawa-senyawa golongan d juga bersifat ionik, sudah barang tentu kestabilan konfigurasi elektroniknya, khusunya jumlah
elektron valensi, tidak lagi mengikuti kaidah oktet, tetapi mencapai delapan belas. Spesies ini banyak ditemui pada golongan 11, 12 bahkan juga
golongan 13 mulai periode 4.
Spesies dengan "delapan belas + dua" elektron valensi
Spesies ini umumnya terdiri atas unsur-unsur berat. Unsur 81Tl dijumpai sebagai kation Tl3+ yaitu sistem 18 elektron valensi yang cukup stabil. Namun
demikian, kation Tl+ ternyata juga ditemui dan bahkan lebih stabil daripada kation Tl 3+. Kestabilan sistem konfigurasi ini sering pula dikaitkan dengan
kenyataan penuhnya semua orbital yang terisi, yang secara khusus dikenal sebagai sistem konfigurasi elektronik "18+2" atau dengan istilah spesies
dengan pasangan elektron inert. Unsur-unsur Ga, In, dan Tl (golongan 13 tabel periodik), Ge, Sn, dan Pb (golongan 14) dan As, Sb, dan Bi (golongan
15) dapat membentuk secara berurutan ion-ion M+, M2+ dan M3+ yang khas dengan pasangan elektron inert, (4-6)s2.
Spesies dengan berbagai macam elektron valensi
Ion-ion tipe ini terdiri atas unsur-unsur transisi golongan d dan f yang mempunyai konfigurasi elektronik d dan f belum penuh. Umumnya, ion-ion ini
mempunyai konfigurasi elektronik terluar 8-18 yaitu ns2 np6 nd0-10 dengan n = 3, 4, 5. Tambahan pula, unsur-unsur golongan transisi dikenal dapat
membentuk kation dengan berbagai macam tingkat oksidasi.

5. Ikatan Kovalen Koordinasi
Pengertian ikatan kovalen koordinasi
Pembahasan sebelumnya tentang ikatan kovalen telah menjelaskan bahwa pengertian ikatan kovalen adalah penggunaan bersama-sama pasangan "elektron
sekutu" (sharing electron). Pembentukan pasangan elektron sekutu tidak harus selalu berasal dari kedua belah pihak atom y ang berikatan, melainkan dapat
berasal dari satu pihak saja, namun tetap menjadi milik bersama. Dengan demikian dalam kasus ini ada pihak penyumbang (donor) dan ada pihak penerima
(akseptor) pasangan elektron. Ikatan demikian ini tentu saja merupakan ikatan kovalen dan sering dinyatakan secara khusus sebagai ikatan kov alen koordinasi
atau ikatan kov alen koordinat dengan simbol tanda panah dari atom donor menuju akseptor, meskipun hal ini bukan suatu keharus an.
Contoh ikatan kovalen koordinasi
Sebagai contoh ikatan kovalen koordinasi adalah senyawa amonia, NH3, terdiri atas tiga pasangan elektron sekutu untuk tiga ikatan kovalen tunggal N-H. Namun
karena atom N memiliki lima elektron valensi, maka masih tersedia sepasang elektron bukan ikatan atau sepasang elektron menyendiri (lone pair electron). Jika
molekul NH3 bergabung dengan ion H+ (hidrogen tanpa elektron) membentuk ion NH4
+, maka hany a ada satu kemungkinan pembentukan pasangan elektron
sekutu y ang berasal dari atom N sebagai ikatan kov alen koordinasi, y ang dapat dilukiskan menurut gambar berikut.
Keny ataan bahwa keempat ikatan kovalen N-H mempunyai panjang ikatan yang sama menyarankan bahwa penggambaran khusus ikatan kov alen koordinasi
tidak bermanfaat kecuali hanya mengindikasikan proses pembentukan pasangan elektron sekutu saja dan oleh karena itu muatan ionmenjadi milik seluruh gugus
amonium.

6. Ikatan Kovalen
Pengertian Ikatan Kovalen
Ikatan kovalen adalah ikatan kimia yang terjadi jika adanya penggunaan pasangan elektron secara bersama-sama oleh atom-atom yang berikatan. Dengan kata
lain, pasangan elektron ini digunakan bersama-sama (shared electrons - elektron sekutu). Sebagai contoh sederhana adalah adanya ikatan kovalen y ang terjadi
antara unsur hidrogen dengan oksigen membentuk air (H2O). Masing-masing ikatan kov alen mengandung dua elektron, y aitu satu berasal dari hidrogen dan
satuny a lagi berasal dari oksigen.
Atom berikatan kovalen dengan atom lain untuk mencapai kestabilan. Dengan adany a "peny ekutuan" elektron v alensi, atom dapat memenuhi orbital atom
terluarny a dan mencapai kestabilan.
Ikatan Kovalen Polar dan Non Polar
Ikatan Kovalen Polar
Ikatan kovalen polar adalah ikatan kovalen yang terbentuk ketika elektron sekutu di antara atom tidakbenar-benar dipakai bersama. Hal ini terjadi ketika satu atom
mempunyai elektronegativitas yang lebih tinggi daripada atom yang lainnya. Atom yang mempunyai elektronegativitas y ang tinggi mempuny ai tarikan elektron
y ang lebih kuat. Akibatnya elektron sekutu akan lebih dekat ke atom yang mempunyai elektronegativ itas tinggi. Dengan kata lain, akan menjauhi atom y ang
mempunyai elektronegativitas rendah. Ikatan kovalen polar menjadikan molekul yang terbentuk mempunyai potensial elektrostatis . Potensial ini akan membuat
molekul lebih polar, karena ikatan y ang terbentuk dengan molekul polar lain relatif lemah. Ilustrasi ikatan kov alen polar adalah sebagai berikut:
Contoh seny awa kov alen polar adalah air, sulf ida, ozon, dsb.
Ikatan Kovalen Non Polar

7. Ikatan kovalen nonpolar adalah ikatan kovalen yang terbentuk ketika atom membagikan elektronny a secara setara (sama). Biasany a terjadi ketika ada atom
mempunyai afinitas elektron yang sama atau hampir sama. Semakin dekat nilai afinitas elektron, maka semakin kuat ikatannya. Ikatan kov alen nonpolar terjadi
pada molekul gas, atau yang sering disebut sebagai molekul diatomik. Ikatan kovalen nonpolar mempunyai konsep yang sama dengan ikatan kovalen polar, yaitu
atom y ang mempunyai nilai elekronegativitas tinggi akan menarik elektron lebih kuat. Pernyataan tesebut benar, namun jika terjadi pada molekul diatom (dimana
atom peny usunny a adalah sama) maka elektronegativ itas juga sama. Ilustrasi ikatan kov alen nonpolar adalah sebagai berikut:
Contoh seny awa kov alen nonpolar adalah gas hidrogen, gas nitrogen, dsb.

8. Ikatan Logam
Pengertian Ikatan Logam
Lebih dari delapan puluh unsur y ang ada di sistem periodik unsur adalah logam. Logam bersif at padat pada temperatur dan tekanan standar, dengan
pengecualian unsur merkuri dan galium y ang keduany a berupa cairan. Sebagai pengingat, sif at -sif at logam adalah sebagai berikut:
1. Mempuny ai konduktiv itas termal dan listrik y ang tinggi.
2. Berkilau dan memantulkan cahay a.
3. Dapat ditempa.
4. Mempuny ai v ariasi kekuatan mekanik.
Ikatan logam adalah suatu kekuatan utama yang menyatukan atom-atom logam. Ikatan logam merupakan akibat dari adany a tarik menarik muatan positif dari
logam dan muatan negatif dari elektron y ang bergerak bebas.
Sif at-sifat logam tidak dapat dimasukkan dalam kriteria ikatan seperti ikatan kovalen maupun ikatan ion. Senyawa ionik tidak dapat mengantarkan listrik pada fase
padatan, dan senyawa ionik bersifat rapuh (berlawanan dengan sifat logam). Atom dari senyawa logam hanya mengandung satu sampai tiga elektron v alensi.
Dengan demikian atom tersebut tidak mampu membentuk ikatan kovalen. Senyawa kovalen merupakan penghantar listrik y ang buruk dan umumny a berupa
cairan (dengan sif at berkebalikan dengan pembentukan logam). Dengan demikian, logam membentuk model ikatan y ang berbeda.
Model Lautan Elektron
Untuk menjelaskan ikatan pada logam, Lorentz mengusulkan sebuah model y ang dikenal dengan model gas elektron atau model lautan elektron. Model ini
didasarkan pada sif at logam berikut:
Energi ionisasi yang rendah
Logam umumnya mempunyai energi ionisasi yang rendah. Secara tak langsung, pengertian ini merujuk pada elektron valensi yang tidak terikat dengan kuat oleh
inti. Elektron v alensi dapat bergerak dengan bebas diluar pengaruh inti. Dengan demikian, logam mempuny ai elektron y ang bebas bergerak.
Banyak orbital kosong
Telah diteliti bahwa logam mempunyai banyak orbital yang kosong sebagai akibat elektron valensi logam lebih rendah daripada orbital v alens i logam. Sebagai
contoh, logam litium mempunyai orbital 2pyang kosong; natrium mempunyai orbital 3p dan 5d yang kosong; dan magnesium mempunyai orbital 3p dan 3d y ang
juga masih kosong.
Contoh Ikatan Logam
Elektron y ang paling luar pada sebagian besar logam biasanya mempunyai hubungan yang tidak erat dengan ini karena letaknya y ang jauh dari muatan positif
inti. Semua elektron valensi logam-logam bergabung membentuk lautan elektron yang bergerak bebas di antara inti atom. Elektron yang bergerak bebas beraksi
sebagai ikatan terhadap ion bermuatan positif . Ikatan logam tidak mempuny ai arah. Akibatny a, ikatan tidak rusak ketika logam ditempa.

9. Skema ikatan logam dapat dilihat pada gambar di bawah ini. Elektron v alensi menjadi terdisosiasi dengan inti atomny a dan membentuk lautan elektron.
Contoh ikatan unsur yang mempunyai ikatan logam adalah sebagian besar logam seperti Cu, Al, Au, Ag, dsb. Logam transisi seperti Fe, Ni, dsb membentuk
ikatan campuran y ang terdiri dari ikatan kov alen (pada elektron 3d) dan ikatan logam.

10. Kelompok Unsur-unsur Utama
Unsur-unsur golongan utama atau representatif ditandai dengan konfigurasi elektronik tidak-penuhpada satu kulit terluar ns1 - ns2 np(4-5). Unsur-unsur 30Zn, 48Cd,
dan 80Hg masing-masing mempunyai konfigurasi elektronik [ 18Ar] 3d10 4s2, [36Kr] 4d10 5s2 dan [54Xe] 4f14 5d10 6s2. Unsur-unsur ini dapat membentuk ion M2+ seperti
unsur-unsur golongan M2 dengan beberapa kemiripan, namun dengan perbedaan sifat-sifat diantara kedua kelompok ini. Salah satu perbedaannya adalah bahwa
unsur-unsur Zn dan Cd mempunyai sifat kecenderungan yang lebih besar untuk membentuk senyawa-senyawa kompleks dengan NH3, ion-ion halida (X-) dan CN-
.
Perbedaan sif at-sifat di antara kedua kelompok ini mungkin disebabkan oleh konf igurasi elektronik terluar y aitu 18 elektron bagi ion M2+ untuk kelompok ini.
Dengan penuhnya elektron (d10) untuk kelompok ini diduga ada hubungannya dengan sifat polarisasi ion M2+ y ang jauh lebih besar daripada sifat polarisasi ion-ion
div alen dari kelompok M2 sebagai akibat sifat orbital d yang mudah mengalami distorsi. Oleh karena itu ketiga unsur tersebut sering diny atakan pula sebagai
kelompok unsur-unsur utama tetapi dengan notasi M2'.

11. Kelompok Unsur-unsur Transisi
Kelompok unsur transisi. Batasan mengenai unsur transisi masih sering diperdebatkan. Dari satu sisi, unsur-unsur transisi mencakup seluruh unsur-unsur dengan
orbital nd(1-10) "sedang diisi elektron" menurut prinsip Aufbau. Secara umum, batasan ini memberikan karakteristik konf igurasi elektronik (n-1)d(1-10) ns(1-2), dan
dengan demikian unsur-unsur dengan konf igurasi elektronik .....(n-1)d(1-10) ns2y aitu Zn, Cd, dan Hg termasuk di dalamny a.
Sebalikny a pandangan lain, yang lebih banyak diikuti para ahli kimia, mempertimbangkan bahwa ketiga unsur kelompok terakhir ini mempuny ai sif at-sif at y ang
berbeda dari umumnya sifat-sifat kelompok usnur-unsur transisi, misalnya dalam hal sifat magnetis dan warna. Oleh karena itu, ketiga unsur tersebut tidak dapat
dipertimbangkan sebagai unsur-unsur transisi. Dengan demikian unsur-unsur transisi kemudian menunjuk pada unsur-unsur dengan konfigurasi elektronik belum
penuh pada salah satu atau kedua kulit terluar yang melibatkan orbital d dengan karakteristik konf igurasi elektronik (n-1)d(1-10) ns(1-2). Jadi jelas bahwa dengan
batasan demikian ini ketiga unsur tersebut (Zn, Cd, Hg) tidak termasuk sebagai unsur transisi. Kedua batasan ini dengan mudah dapat dibandingkan sebagai
berikut:
Kelompok Transisi, d Unsur menurut batasan pertama Unsur menurut batasan kedua
I (pertama) Sc - Zn Sc - Cu
II (kedua) Y- Cd Y - Ag
III (ketiga) La, dan Hf - Hg La, dan Hf - Au
Perlu dicatat bahwa untuk kelompok transisi seri III tersebut anggota pertamanya adalah 57La (.... 5d1) dan setelah melompati kelompok unsur transisi dalam (4f)
baru disambung anggota yang kedua, 72Hf dan seterusnya. Dalam hal ini kelompok unsur 4f adalah 58Ce - 71Lu, dan kelompok 5f adalah 90Th -103Lr. Versi lain
meny arankan bahwa 71Lu (.... 5d1) merupakan anggota pertama sehingga tidak terjadi lompatan, dan konsekuensiny a adalah bahwa kelomok unsur 4f terdiri
atas 57La - 70Yb dan kelompok unsur 5f terdiri atas 89Ac - 102No. Hal yang sangat penting adalah adanya pengecualian atau penyimpangan konf igurasi elektronik
terhadap prinsip Aufbau untuk beberapa unsur transisi. Penyimpangan konfigurasi elektronik tersebut sering dihubungkan dengan kestabilan bagi sistem orbital
penuh dan setengah penuh.

12. Kelompok Unsur-unsur Inert
Kelompok unsur-unsur inert yang sering disebut juga unsur-unsur gas mulia (noble gases) terdiri atas2He, 10Ne, 18Ar, 36Kr, 54Xe, dan 86Rn. Kecuali He y ang
mempunyai konfigurasi penuh 1s2, kelompok unsur ini ditandai dengan konfigurasi elektronik penuh untuk setiap orbital dan dengan elektron v alensi ns2 np6.
Karakteristik pada orbital kulit terluar inilah yang biasanya dikaitkan dengan sifat inert (lembam) unsur-unsur yang bersangkutan, y aitu sangat stabil dalam arti
sukar bereaksi dengan unsur-unsur lain. Namun demikian akhir-akhir ini telah berhasil dibuat beberapa seny awa xenon dan kripton seperti XeF2, XeF4, XeF6,
XeO4, dan KrF2.
Unsur-unsur inert ini sering juga diklasifikasikan sebagai golongan nol karena sifat kestabilan yang tinggi, namun lebih sering dik lasif ikasikan sebagai golongan
VIII utama atau M8. Perlu dicatat bahwa konfigurasi elektronik unsur-unsur gas mulia dianggap sudah penuh, dan oleh karenanya dipakai sebagai standar untuk
meny atakan penuh atau tidak-penuhny a konf igurasi elektronik kelompok unsur-unsur lain.
Perbandingan beberapa sif at unsur
Unsur Konfigurasi Elektronik
Be [He] 2s2
Mg [Ne] 3s2
Ca [Ar] 4s2
Sr [Kr] 5s2
Ba [Xe] 6s2
Ra [Rn] 7s2
Zn [Ar] 3d10 4s2
Cd [Kr] 4d10 5s2
Hg [Xe] 4f14 5d10 6s2
Catatan :
Dalam beberapa hal, Hg mempunyai sifat-sifat yang unik, jauh berbeda dengan Zn dan Cd misalnya potensial elektrode yang jauh berharga positif, berupa cairan
pada suhu kamar dan mempuny ai konf igurasi elektronik dengan orbital 4f14 terisi penuh.

13. Kimia Unsur
Unsur-unsur dapat diklasif ikasikan menurut bany ak cara, y ang paling tegas adalah atas dasar wujud pada keadaan Standard Ambient Temperature and
Pressure (25o C, 100 kPa), atau biasa disebut dengan SATP. SATP berbeda dengan STP (Standard Temperature and Pressure) yang merujuk pada temperatur
0o C dan 101 kPa. Atas dasar SATP, unsur-unsur dibedakan dalam wujud gas yaitu ada sebelas unsur, hidrogen, nitrogen, oksigen, fluorin, klorin, dan gas mulia.
Wujud cair y aitu hanya unsur bromin dan merkuri. Dan sisanya adalah wujud padat. Klasifikasi wujud fisik demikian ini tentu t idak memberikan bany ak aspek
kimiawiny a.
Klasif ikasi lain yang sangat umum adalah berdasarkan dua kelompok logam atau metal dan nonlogam atau nonmetal. Namun pertany aan y ang muncul adalah
apakah y ang dimaksud dengan logam /nonlogam? Permukaan mengkilat ternyata bukan merupakan kriteria yang tepat bagi logam karena silikon dan iodin y ang
sering diklasifikasikan sebagai nonlogam ternyata permukannya bisa mengkilap. Rapatan juga bukan kriteria yang tepat, misalkan litium y ang diklasif ikasikan
sebagai logam ternyata rapatan hanya setengah rapatan air sedangkan osmium sebagai logam mempunyai rapatan 40 kali rapatan litium. Kekerasan juga bukan
indikator y ang tepat, sebab logam-logam alkali bersifat lunak. Sifat mudah ditempa menjadi lembaran dan menjadi kawat sering dipakai sebagai kriteria sif at
logam, namun beberapa logam transisi bersifat rapuh, mudah pecah. Sifat penghantar panas yang tinggi juga dipakai untuk menyatakan kelompok logam, namun
misalnya intan (C) yang diklasifikasikan sebagai non logam ternyata merupakan unsur terkeras dan juga merupakan unsur penghantar panas tertinggi. Barangkali,
sif at penghantar listrik merupakan kriteria yang terbaik bagi logam, meskipun plutonium merupakan penghantar terburuk kira-kira seperseratus kali penghantar
listrik terbaik, y aitu perak.
Klasif ikasi tersebut jelas lebih banyak menekankan pada sifat-sifat fisik dan bagi para ahli kimia, sifat unsur y ang paling penting adalah pola sif at kimiawiny a,
misalnya secara khusus kecenderungan terhadap pembentukan ikatan kovalen atau pemilihan pembentukan kation. Kriteria manapun y ang dipakai, beberapa
unsur selalu terklasifikasi ke dalam "daerah batas" model klasifikasi logam-nonlogam. Para ahli kimia anorganik umumny a setuju bahwa unsur-unsur boron,
silikon, germanium, arsen, dan telurium termasuk dalam daerah batas ini yang sering disebut daerah batas yang menunjukkan sif at-sif at kimiawi mirip dengan
semilogam. Yang termasuk unsur-unsur semilogam adalah Be, Al, Zn, Ga, Sn, Pb, Sb, Bi, dan Po.
Hubungan antara tabel sistem periodik unsur dengan sifat-sif at kimiawi serta konf igurasi elektronik unsur-unsur y ang bersangkutan meny arankan adany a
bermacam-macam klasif ikasi. Klasif ikasi y ang sering dijumpai adalah terbaginy a unsur-unsur ke dalam empat kelompok, y aitu:
1. Kelompok unsur-unsur inert atau gas mulia
2. Kelompok unsur-unsur utama atau representatif
3. Kelompok unsur-unsur transisi
4. Kelompok unsur-unsur transisi dalam (inner transition)

14. Organisasi Tabel Periodik Unsur
Dalam tabel periodik unsur (TPU) modern, unsur-unsur ditempatkan secara teratur menurut naiknya nomor atom atau jumlah proton. Ada cukup bany ak desain
bentuk TPU, namun yang paling umum dijumpai adalah bentuk pendek dan bentuk panjang. Bentuk panjang memang benar-benar terlalu panjang karena
tampilan langsung kedua seri unsur-unsur ini masing-masing mempuny ai kemiripan sif at-sif at kimiawi. Inilah tabel periodik unsur bentuk panjang.
Maka dari itu keduany a lebih praktis ditampilkan secara terpisah di bagian bawah sehingga diperoleh bentuk tabel pendek y ang lebih kompak.
Menurut rekomendasi Interntional Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) penomoran golongan unsur-unsur dari 1 hingga 18, hidrogen ditempatkan
tersendiri terpisah tidak masuk golongan manapun karena sifatnya yang unik. Sistem ini menggantikan sistem lama y ang menggunakan notasi dari kombinasi
angka dan huruf Romawi yang membingungkan karena perbedaan penomoran antara Amerika Utara dengan y ang lainny a. Sebagai contoh, di Amerika Utara
golongan IIIB merujuk pada golongan skandinavium, Sc, sedangkan di tempat lain nomor ini merujuk pada golongan boron, B. Penomoran golongan ini tidak
diberlakukan pada unsur-unsur lantanoida dan aktinoida karena kemiripan unsur-unsur tersebut dalam periode (lajur mendatar) daripada golongan (lajur vertikal).
Golongan 1 dan 2 dan 13-18 mewakili golongan utama. Golongan ini terdiri atas kelompok s dan kelompok p, artinya secara berurutan dalam kelompok masing-masing
orbital s dan orbital p dari atom y ang bersangkutan sedang diisi elektron untuk memperoleh konf igurasi elektronik menurut aturan Auf bau.

15. Struktur Lewis
Spesies y ang tersusun oleh khusunya unsur-unsur nonlogam seperti H2, O2, N2, H2O, HCl, dan CH4ternyata mempunyai sifat yang berlawanan dengan sif at-sif at
seny awa ionik, sifat tersebut misalnya bukan penghantar listrik. Oleh karena itu, pembentukan ikatan antara atom-atom penyusun molekul menurut model transfer
elektron sebagaimana diterapkan untuk molekul ionik tidak lagi tepat. Perny ataan y ang menantang para ahli kimia pada awal abad ke dua puluh perihal
bagaimana atom-atom itu bergabung membentuk suatu molekul, dijawab oleh Gilbert N. Lewis pada tahun 1916 yang mengusulkan bahwa elektron valensi suatu
atom dapat divisualisasikan seolah-olah menempati titik-titik sudut suatu kubus di seputar intinya. Suatu atom yang kekurangan elektron y ang diperlukan untuk
menempati kedelapan titik sudut kubus dapat mengadakan "persekutuan" melalui rusuk kubus dengan atom lain untuk melengkapi pemilikan oktet seperti pada
gambar berikut:
Sebagaimana banyak ide revolusioner umumnya, ide Lewis ini juga ditolak oleh bany ak ahli kimia pada waktu itu. Namun demikian konsep pembentukan
pasangan-pasangan elektron sekutu kemudian dapat diterima walaupun model diagram kubus tersebut akhirnya hilang tidak mendapat dukungan. Pandangan
klasik perihal ikatan kemudian segera berkembang dengan munculnya mekanika kuantum. Linus Pauling pada tahun 1937 mengenalkan model ikatan y ang
melibatkan tumpang tindih orbital atomik.
Lewis selanjutnya mengidentifikasi ikatan kimia sebagai pasangan elektron sekutu, meskipun tidak dapat menjelaskan mengapa pasangan elektron dan bukan
jumlah y ang lain harus bertanggungjawab dalam pembentukan ikatan. Pasangan elekron sekutu y ang kemudian dikenal sebagai ikatan kov alen, dilukiskan
sebagai ikatan tunggal A-B untuk sepasang elektron sekutu, ikatan rangkap dua A=B dan ganda tiga A≡B, masing-masing untuk dua dan tiga pasangan sekutu.
Pembentukan pasangan elektron ini untuk mencapai konfigurasi elektron terluar delapan, oktet, seperti halnya dijumpai dalamgas mulia (kecuali He) yang ternyata
stabil. Sebagai contoh adalah H2O (air), NH3 (amonia), dan CH4(metana) sebagai berikut:

16. Untuk ion, biasanya muatan dilukiskan untuk satu keseluruhan dan bukan untuk atom secara individu, khususnya jika atom-atom pengelilingny a sama. Sebagai
contoh adalah ion karbonat sebagai berikut:

17. Teori Atom Bohr
Pengertian Teori Atom Bohr
Model atom Bohr mengemukakan bahwa atom terdiri dari inti berukuran sangat kecil dan bermuatan positif dikelilingi oleh elektron bermuatan negatif y ang
mempuny ai orbit. Inilah gambar teori model atom Bohr. Penjelasan teori atom Bohr dapat dibaca pada sub buny i postulat teori atom Bohr di bawah.
Penjelasan Teori Atom Bohr
Niels Bohr mengajukan teori atom Bohr ini pada tahun 1915. Karena model atom Bohr merupakan modif ikasi (pengembangan) dari model atom Rutherf ord,
beberapa ahli kimia menyebutnya dengan teori atom Rutherford-Bohr. Walaupun teori atom Bohr ini mengalami perkembangan, namun kenyataannya model atom
Bohr masih mempunyai kelemahan. Namun demikian, beberapa poin dari model atom Bohr dapat diterima. Tidak seperti teori atom Dalton maupun teori atom
Rutherford, keunggulan teori atom Bohr dapat menjelaskan tetapan Rydberg untuk garis spektra emisi hidrogen. Itulah salah satu kelebihan teori atom Niels Bohr.
Model atom Bohr berbentuk seperti tata surya, dengan elektron yang berada di lintasan peredaran (orbit) mengelilingi inti bermuatan positif y ang ukuranny a
sangat kecil. Gaya gravitasi pada tata surya secara matematis dapat diilustrasikan sebagai gaya Coulomb antara nukleus (inti) y ang bermuatan positif dengan
elektron bermuatan negatif .
Bunyi Postulat Teori Atom Bohr
Teori atom Bohr kirany a dapat dijelaskan seperti berikut:
1. Elektron mengitari inti atom dalam orbit-orbit tertentu y ang berbentuk lingkaran. Orbit-orbit ini sering disebut sebagai kulit -kulit elektron y ang
diny atakan dengan notasi K, L, M, N ... dst y ang secara berututan sesuai dengan n = 1, 2, 3, 4 ... dst.
2. Elektron dalam tiap orbit mempunyai energi tertentu yang makin tinggi dengan makin besarnya lingkaran orbit atau makin besarny a harga n. Energi
ini bersif at terkuantisasi dan harga-harga y ang diijinkan diny atakan oleh harga momentum sudut elektron y ang terkuantisasi sebesar n(h/2π )
dengan n = 1, 2, 3, 4 ... dst.
3. Selama dalam orbitnya, elektron tidak memancarkan energi dan dikatakan dalam keadaan stasioner. Keberadaan elektron dalam orbit stasioner ini
dipertahankan oleh gay a tarik elektrostatik elektron oleh inti atom y ang diseimbangkan oleh gay a sentrif ugal dari gerak elektron.
4. Elektron dapat berpindah dari orbit satu ke orbit lain yang mempunyai energi lebih tinggi bila elektron tersebut menyerap energi yang besarnya sesuai
dengan perbedaan energi antara kedua orbit yang bersangkutan, dan sebalikny a bila elektron berpindah ke orbit y ang mempuny ai energi lebih
rendah akan memancarkan energi radiasi yang teramati sebagai spektrum garis yang besarnya sesuai dengan perbedaan energi antara kedua orbit
y ang bersangkutan.

18. 5. Atom dalam molekul dikatakan dalam keadaan tingkat dasar (ground state) apabila elektron-elektronnya menempati orbit-orbit sedemikian sehingga
memberikan energi total terendah. Dan apabila elektron-elektron menempati orbit-orbit yang memberikan energi lebih tinggi daripada energi tingkat
dasarny a dikatakan atom dalam tingkat tereksitasi (excited state). Atom dalam keadaan dasar lebih stabil daripada dalam keadaan tereksitasi.
Model Hidrogen Bohr
Contoh paling sederhana dari model atom hidrogen Bohr (Z = 1) atau sebuah ion mirip hidrogen (Z > 1), yang mempunyai elektron bermuatan negatif mengelilingi
inti bermuatan positif. Energi elektromagnetik akan diserap atau dilepaskan ketika sebuah elektron berpindah dari lintasan satu ke lintasan lain. Jari-jari dari
lintasan bertambah sebagai n2, dimana n adalah bilangan kuantum utama. Transisi dari 3 ke 2 menghasilkan garis pertama dalam deret Balmer. Untuk hidrogen
(Z = 1) akan menghasilkan f oton dengan panjang gelombang 656 nm (cahay a merah).
Kelemahan Teori Atom Bohr
Walaupun dinilai sudah rev olusioner, tetapi masih ditemukan kelemahan teori atom Bohr y aitu:
1. Melanggar asas ketidakpastian Heisenberg karena elektron mempuny ai jari-jari dan lintasan y ang telah diketahui.
2. Model atom Bohr mempuny ai nilai momentum sudut lintasan ground state y ang salah.
3. Lemahny a penjelasan tentang prediksi spektra atom y ang lebih besar.
4. Tidak dapat memprediksi intensitas relatif garis spektra.
5. Model atom Bohr tidak dapat menjelaskan struktur garis spektra y ang baik.
6. Tidak dapat menjelaskan ef ek Zeeman.

19. Teori Atom Dalton
Teori atom Dalton. Banyak sekali teori yang menjelaskan tentang definisi atom hingga saat ini. Teori atom y ang paling tua dik enal adalah teori atom Dalton.
Seperti y ang Anda tahu, John Dalton adalah seorang guru sekolah di Inggris, yang mempublikasikan teorinya tentang atom di tahun 1808. Temuannya didasarkan
pada eksperimen dan juga dari hukum kombinasi kimia.
Dalil Dalton
 Semua materi terdiri dari partikel y ang tak dapat dibagi lagi y ang disebut atom.
 Atom dari unsur y ang sama adalah serupa dalam hal bentuk dan massa, tetapi atom unsur satu berbeda dari atom unsur lain.
 Atom tidak dapat diciptakan atau dihancurkan.
 Atom unsur y ang berbeda dapat digabungkan satu sama lain dalam rasio tertentu untuk membentuk seny awa.
 Atom dari unsur y ang sama dapat bergabung dalam lebih dari satu rasio untuk membentuk dua atau lebih seny awa.
 Atom adalah unit terkecil dari materi y ang dapat berpengaruh terhadap reaksi kimia.
Kelemahan Teori Atom Dalton
 Ketidakterpisahan atom terbukti salah, karena, atom dapat dibagi lagi menjadi proton, neutron dan elektron. Namun atom adalah partikel terkecil,
y ang sangat berpengaruh dalam reaksi kimia.
 Menurut Dalton, atom-atom dari unsur yang sama adalah sama dalam segala hal. Pernyataan ini salah karena atom dari beberapa unsur berbeda
dalam hal massa dan kepadatan. Atom seperti dari unsur yang sama memiliki massa y ang berbeda disebut isotop. Misalny a, klorin memiliki dua
isotop y ang memiliki nomor massa 35 dan 37 satuan massa atom (sma).
 Dalton juga mengatakan atom elemen yang berbeda berbeda dalam segala hal. Hal ini telah terbukti salah dalam kasus-kasus tertentu seperti atom
argon dan atom kalsium, yang memiliki massa atom yang sama yaitu 40. Atom unsur berbeda yang memiliki massa atom yang sama disebut isobar.
 Menurut Dalton atom unsur yang berbeda bergabung dalam rasio nomor sederhana keseluruhan untuk membentuk seny awa. Hal ini tidak terlihat
pada seny awa organik kompleks seperti gula C12H22O11.
 Teori ini gagal untuk menjelaskan keberadaan alotrop. Perbedaan sifat arang, grafit, berlian tidak dapat dijelaskan karena ketiganya terdiri dari atom
y ang sama y aitu karbon.
Kelebihan Teori Atom Dalton
 Memungkinkan kita untuk menjelaskan hukum kombinasi kimia.
 Dalton adalah orang pertama yang mengakui perbedaan yang bisa diterapkan antara partikel dari suatu unsur (atom) dan dari seny awa (molekul).