Kelas11 kimia2 siti_poppy

14,143 views

Published on

1 Comment
6 Likes
Statistics
Notes
No Downloads
Views
Total views
14,143
On SlideShare
0
From Embeds
0
Number of Embeds
249
Actions
Shares
0
Downloads
717
Comments
1
Likes
6
Embeds 0
No embeds

No notes for slide

Kelas11 kimia2 siti_poppy

  1. 1. • Siti Kalsum • Poppy K. Devi• Masmiami • Hasmiati SyahrulKIMIA 2 SMA dan MA Kelas XI PUSAT PERBUKUAN Departemen Pendidikan Nasional Hukum Dasar Kimia 1
  2. 2. Hak Cipta pada Departemen Pendidikan Nasional dilindungi Undang-undangK I M IA 1Kelas X SMA dan MAK I M IA 2SMA dan MA Kelas XIPenulis : Siti Kalsum Poppy K. Devi Masmiami Hasmiati SyahrulPenelaah : LiliasariEditor : Lilis SuryaniDesain Sampul : Guyun SlametIlustrator : BeniPerwajahan : BeniUkuran Buku : 17,5 x 25 cm540.7SIT SITI Kalsum k Kimia 2 : Kelas XI SMA dan MA / penulis, Siti Kalsum…[et al] ; editor, Lilis Suryani ; ; illustrator, Beni. — Jakarta : Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, 2009 vii, 296 hlm. : ilus. ; 25 cm. Bibliografi : hlm. 293-294 Indeks ISBN 978-979-068-725-7 (nomor jilid lengkap) ISBN 978-979-068-728-8 1. Kimia-Studi dan Pengajaran I. Judul II. Lilis Suryani III. BeniHak Cipta Buku ini dibeli Departemen Pendidikan Nasionaldari Penerbit PT. Remaja RosdakaryaDiterbitkan oleh Pusat PerbukuanDepartemen Pendidikan Nasional Tahu 2009Diperbanyak oleh ....iiKimia Kelas X SMA dan MA
  3. 3. KATA SAMBUTAN Puji syukur kami panjatkan ke hadirat Allah SWT, berkat rahmatdan karunia-Nya, Pemerintah, dalam hal ini, Departemen PendidikanNasional, pada tahun 2009, telah membeli hak cipta buku teks pelajaranini dari penulis/penerbit untuk disebarluaskan kepada masyarakat melaluisitus internet (website) Jaringan Pendidikan Nasional. Buku teks pelajaran ini telah dinilai oleh Badan Standar NasionalPendidikan dan telah ditetapkan sebagai buku teks pelajaran yangmemenuhi syarat kelayakan untuk digunakan dalam proses pembelajaranmelalui Peraturan Menteri Pendidikan Nasional Nomor 22 Tahun 2007. Kami menyampaikan penghargaan yang setinggi-tingginya kepadapara penulis/penerbit yang telah berkenan mengalihkan hak cipta karyanyakepada Departemen Pendidikan Nasional untuk digunakan secara luasoleh para siswa dan guru di seluruh Indonesia. Buku-buku teks pelajaran yang telah dialihkan hak ciptanya kepadaDepartemen Pendidikan Nasional ini, dapat diunduh (down load),digandakan, dicetak, dialihmediakan, atau difotokopi oleh masyarakat.Namun, untuk penggandaan yang bersifat komersial harga penjualannyaharus memenuhi ketentuan yang ditetapkan oleh Pemerintah. Diharapkanbahwa buku teks pelajaran ini akan lebih mudah diakses sehingga siswadan guru di seluruh Indonesia maupun sekolah Indonesia yang berada diluar negeri dapat memanfaatkan sumber belajar ini. Kami berharap, semua pihak dapat mendukung kebijakan ini.Kepada para siswa kami ucapkan selamat belajar dan manfaatkanlah bukuini sebaik-baiknya. Kami menyadari bahwa buku ini masih perlu ditingkatkanmutunya. Oleh karena itu, saran dan kritik sangat kami harapkan. Jakarta, Juni 2009 Kepala Pusat Perbukuan Hukum Dasar Kimia iii
  4. 4. KATA PENGANTARIlmu Kimia merupakan salah satu pelajaran Ilmu Pengetahuan Alam. Melaluibelajar kimia dapat dikembangkan keterampilan intelektual dan psikomotor yangdilandasi sikap ilmiah. Keterampilan intelektual yang menyangkut keterampilanberpikir rasional, kritis, dan kreatif dapat dikembangkan melalui belajar yang tidaklepas dari aktivitas membaca. Untuk memenuhi kebutuhan tersebut, penulismencoba untuk membuat buku Kimia SMA ini. Materi kimia di dalam buku ini disajikan melalui cara yang mudah dipahamisiswa dengan contoh-contoh yang berkaitan dengan masalah kimia dalamkehidupan sehari-hari. Untuk membantu siswa dalam pencapaian kompetensidasar kimia, pada setiap bab disajikan bagan konsep yang menggambarkankonsep-konsep inti pada materi , deskripsi materi, kegiatan yang sederhanatetapi dapat meningkatkan keterampilan proses bagi siswa, info kimia, rangkuman,kata kunci, contoh soal, serta latihan soal bentuk pilihan ganda dan uraian. Selainitu dilengkapi dengan tugas yang dapat digunakan untuk penilaian portofolio. Penggunaan buku kimia ini dalam belajar adalah untuk melatih siswa berpikirrasional, kritis, dan kreatif dalam memecahkan masalah dalam IPA. Buku ini ditulis oleh beberapa penulis yang sudah berpengalaman mengajardan menulis buku Kimia serta mengacu pada referensi yang bersifat internasionaldan terkini. Harapan penulis, mudah-mudahan buku ini dapat membantu siswabelajar dan membantu guru dalam meningkatkan kinerjanya untuk memotivasisiswa belajar Ilmu Kimia dan untuk mempersiapkan sumber daya manusia yangmampu dalam memajukan bangsa dan negara. Akhirnya kami menyampaikan terima kasih kepada para guru dan penggunabuku ini. Untuk meningkatkan kualitas buku ini, kami sangat mengharapkan kritikdan saran yang membangun. Bandung, Juni 2007 PenulisivKimia Kelas X SMA dan MA
  5. 5. DAFTAR ISIKATA SAMBUTAN iiiKATA PENGANTAR ivDAFTAR ISI vBAB I Teori Atom Bohr dan Mekanika Kuantum 1 A. Teori Atom Bohr dan Teori Mekanika Kuantum 3 B. Bilangan Kuantum dan Bentuk Orbital 4 C. Konfigurasi Elektron 9 D. Hubungan Konfigurasi Elektron dengan Letak Unsur pada Tabel Periodik 14 E. Hubungan Konfigurasi Elektron dengan Bilangan Kuantum dan Letak dalam Tabel Periodik 15 Rangkuman 17 Evaluasi Akhir Bab 18BAB II Bentuk Molekul dan Gaya Antarmolekul 23 A. Bentuk Molekul Berdasarkan Teori Tolakan Pasangan Elektron Bebas 25 B. Bentuk Molekul Berdasarkan Teori Hibridisasi 32 C. Gaya Antarmolekul 36 Rangkuman 40 Evaluasi Akhir Bab 41BAB III Termokimia 47 A. Sistem dan Lingkungan 49 B. Perubahan Entalpi 50 C. Penentuan ÐH Reaksi 54 D. Kalor Pembakaran 64 E. Dampak Pembakaran Bahan Bakar yang Tidak Sempurna 66 Rangkuman 67 Evaluasi Akhir Bab 68BAB IV Laju Reaksi 73 A. Konsentrasi Larutan 75 B. Konsep Laju Reaksi 77 C. Persamaan Laju Reaksi dan Orde Reaksi 83 D. Faktor-Faktor yang Mempengaruhi Laju Reaksi 87 E. Teori Tumbukan 93 Rangkuman 97 Evaluasi Akhir Bab 98 Hukum Dasar Kimia v
  6. 6. BAB V Kesetimbangan Kimia 105 A. Reaksi Kesetimbangan 107 B. Reaksi Kesetimbangan Homogen dan Reaksi Kesetimbangan Heterogen 110 C. Faktor-Faktor yang Mempengaruhi Kesetimbangan 111 D. Konstanta Kesetimbangan 119 Rangkuman 128 Evaluasi Akhir Bab 129Soal Evaluasi Semester I 135BAB VI Teori Asam-Basa 145 A. Teori Asam dan Basa Arrhenius 147 B. Teori Asam-Basa Bronsted dan Lowry 152 C. Teori Asam-Basa Lewis 156 Rangkuman 158 Evaluasi Akhir Bab 159BAB VII pH Larutan Asam-Basa 163 A. Penentuan pH Larutan dengan Indikator 165 B. Konstanta Ionisasi Asam dan Basa 167 C. Perhitungan pH Larutan 174 D. Trayek pH Indikator 179 Rangkuman 182 Evaluasi Akhir Bab 183BAB VIII Reaksi Penetralan dan Titrasi Asam-Basa 187 A. Reaksi Penetralan 189 B. Titrasi Asam-Basa 190 C. Grafik Titrasi Asam-Basa 192 D. Perhitungan Jumlah Pereaksi atau Hasil Reaksi melalui Reaksi Penetralan atau Titrasi 194 E. Penerapan Titrasi Asam-Basa 196 Rangkuman 197 Evaluasi Akhir Bab 198BAB IX Larutan Penyangga 203 A. Larutan Penyangga dan Pembentuknya 205 B. pH Larutan Penyangga 209 C. Pengaruh Pengenceran dan Penambahan Sedikit Asam atau Basa pada Larutan Penyangga 212 D. Kegunaan Larutan Penyangga 214 Rangkuman 215 Evaluasi Akhir Bab 216vi Kimia Kelas X SMA dan MA
  7. 7. BAB X Hidrolisis Garam 219 A. Ciri-Ciri Garam yang Terhidrolisis 221 B. Hubungan Kh, Kw dengan [OH–] atau [H+] Larutan Garam yang Terhidrolisis 224 Rangkuman 230 Evaluasi Akhir Bab 230BAB XI Kelarutan dan Hasil Kali Kelarutan 233 A. Kesetimbangan Kelarutan 235 B. Hasil Kali Kelarutan 237 C. Penentuan Kelarutan Zat Berdasarkan Ksp atau Sebaliknya 238 D. Pengaruh Penambahan Ion Senama terhadap Kelarutan 240 E. Hubungan Harga Ksp dan pH 242 F. Memperkirakan Terbentuknya Endapan Berdasarkan Ksp 243 Rangkuman 247 Evaluasi Akhir Bab 247BAB XII Koloid 251 A. Pengertian Koloid 253 B. Macam-Macam Koloid 254 C. Sifat-Sifat Koloid 256 D. Pembuatan Koloid 262 E. Koloid Pencemar Lingkungan 266 Rangkuman 268 Evaluasi Akhir Bab 269Soal Evaluasi Semester II 273Lampiran 1 : Tabel Unsur 279Lampiran 2 : Sifat Fisik Unsur 281Lampiran 3 : Tetapan Kimia 282Lampiran 4 : Kunci Jawaban Soal Evaluasi Akhir Bab 285GLOSARIUM 287Daftar Pustaka 293INDEKS 295 Hukum Dasar Kimia vii
  8. 8. Kimia Kelas X SMA dan MA
  9. 9. Bab ITeori Atom Bohr danMekanika Kuantum Model atom Rutherford Model atom Schrodinger Model atom Bohr Sumber: Encarta Encyclopedia, 2005 Teori atom berkembang mulai dari teori atom Rutherford, Bohr, sampai teori atom yang dikemukakan oleh Schrodinger yang dikenal sebagai teori atom mekanika kuantum.TUJUAN PEMBELAJARANSetelah mengikuti pembelajaran siswa dapat :1. menjelaskan teori atom Bohr dan mekanika kuantum,2. menentukan bilangan kuantum dan bentuk-bentuk orbital,3. menjelaskan kulit dan subkulit serta hubungannya dengan bilangan kuantum,4. menyusun konfigurasi elektron berdasarkan prinsip Aufbau, aturan Hund, dan azas larangan Pauli,5. menentukan letak unsur dalam tabel periodik berdasarkan konfigurasi elektron. Teori Atom Bohr dan Mekanika Kuantum Teori Atom Bohr dan Mekanika Kuantum 1
  10. 10. PETA KONSEP Teori Atom Bohr berkembang menjadi Teori Mekanika Kuantum menjelaskan Bilangan Kuantum terdiri dari Bilangan Kuantum Bilangan Kuantum Bilangan Kuantum Bilangan Kuantum Utama Azimut Magnetik Spin menunjukkan menunjukkan menunjukkan menunjukkan Kulit Perputaran Sub Kulit Elektron Orbital Elektron Elektron menyusun Konfigurasi Elektron berdasarkan Prinsip Aufbau Larangan Pauli Aturan Hund digambarkan dalam Diagram Elektron dapat menggambarkan Letak Unsur pada Tabel Periodik2 Kimia Kelas XI SMA dan MA
  11. 11. M enurut Rutherford, atom terdiri atas inti atom dan elektron. Pada inti terdapat proton dan neutron. Inti atom bermuatan positif, sedangkan elektronnyabermuatan negatif dan bergerak mengelilingi inti. Teori ini ternyata adakelemahannya. Pada tahun 1913, teori ini dilengkapi oleh Niels Bohr sehinggamuncul teori atom Bohr. Menurut teori atom Bohr, atom terdiri atas inti atom yang merupakan pusatmassa atom dan muatan inti, sedangkan elektron berputar mengelilingi inti padalintasan tertentu dan dapat berpindah dari lintasan yang satu ke lintasan yanglainnya. Teori atom Bohr hanya dapat menjelaskan spektrum atom hidrogen, setelahitu muncullah teori-teori baru tentang atom yang dikemukakan oleh Louis de Broglie,Schrodinger, dan Heisenberg yang dikenal dengan teori atom mekanika kuantum. Pada bab ini akan dibahas tentang teori atom mekanika kuantum, bilangankuantum, bentuk orbital, konfigurasi elektron, diagram elektron, dan hubungankonfigurasi elektron unsur dengan tempatnya dalam tabel periodik.A. Teori Atom Bohr dan Teori Mekanika Kuantum Pada tahun 1913, Niels Bohr mengajukan suatu model atom untuk mengatasikelemahan dari model atom Rutherford. Bohr melakukan serangkaian percobaanatas dasar postulat Planck tentang cahaya dan spektrum hidrogen yang terdiridari garis-garis. Menurut Planck cahaya merupakan paket energi yang nilainyabergantung pada frekuensi gelombangnya serta hidrogen dapat menyerap danmemancarkan cahaya dengan energi tertentu. Dari keduanya lahirlah teori atomBohr yang menyatakan: 1. Elektron dalam atom mempunyai tingkat energi tertentu atau elektron bergerak mengelilingi inti dalam lintasan tertentu. 2. Pada lintasannya elektron tidak menyerap atau memancarkan energi. 3. Elektron dapat pindah dari satu tingkat ke tingkat energi yang lain. Jika elektron pindah ke tingkat energi yang lebih tinggi elektron tersebut dikatakan dalam keadaan tereksitasi. Teori atom Bohr ini belum mampu menjelaskan atom-atom berelektron banyak.Spektrum garis hidrogen ternyata terdiri atas garis-garis kecil yang sangatberdekatan. Para ahli berusaha memecahkan masalah ini. Pada tahun 1923 Louis de Broglie mengemukakan bahwa semua materimemiliki sifat gelombang dan setiap partikel yang bergerak memiliki sifat gelombangdengan panjang gelombang tertentu. Elektron yang bergerak mengelilingi inti,gerakannya seperti sebuah gelombang, keberadaan dalam lintasannya tidak pasti.Hal ini tidak sesuai dengan yang dikemukakan Bohr yaitu elektron bergerak padalintasan tertentu. Teori Atom Bohr dan Mekanika Kuantum 3
  12. 12. Pada tahun 1926 Erwin Schrodinger dan Werner Heisenberg mengemukakanteori bahwa lokasi elektron dalam atom tidak dapat ditentukan secara pasti, yangdapat ditentukan hanyalah daerah kemungkinan keberadaan elektron. Oleh karenakeberadaan elektron diperkirakan dengan mekanika kuantum maka teori ini disebutteori atom mekanika kuantum.B. Bilangan Kuantum dan Bentuk Orbital Pada teori atom mekanika kuantum, untuk menggambarkan posisi elektrondigunakan bilangan-bilangan kuantum. Daerah kemungkinan elektron beradadisebut orbital. Orbital memiliki bentuk yang berbeda-beda. Untuk memahamibilangan kuantum dan bentuk-bentuk orbital perhatikan uraian berikut.1. Bilangan Kuantum Schrodinger menggunakan tiga bilangan kuantum yaitu bilangan kuantumutama (n), bilangan kuantum azimut (l), dan bilangan kuantum magnetik (m).Ketiga bilangan kuantum tersebut menjelaskan tingkat energi, bentuk, dan orientasielektron di dalam orbital. Selain ketiga bilangan kuantum tersebut ada bilangankuantum spin (s) yang menunjukkan perputaran elektron pada sumbunya.a. Bilangan Kuantum Utama Bilangan kuantum utama memiliki lambang n. Harga n melambangkan tingkatenergi elektron atau kulit elektron. Harga n untuk berbagai kulit elektron yaitusebagai berikut.Elektron pada kulit ke-1, memiliki harga n = 1.Elektron pada kulit ke-2, memiliki harga n = 2.Elektron pada kulit ke-3, memiliki harga n = 3.Elektron pada kulit ke-4, memiliki harga n = 4.b. Bilangan Kuantum Azimut Bilangan kuantum azimut memiliki lambang l. Bilangan kuantum azimutmenyatakan tingkat energi elektron pada subkulit. Subkulit elektron mempunyailambang s, p, d, f. Huruf-huruf tersebut berasal dari kata sharp (s), principal (p),diffuse (d), dan fundamental (f) yang diambil dari nama-nama seri spektrum unsur.Harga l untuk berbagai subkulit yaitu sebagai berikut.Elektron pada subkulit s memiliki harga l = 0Elektron pada subkulit p memiliki harga l = 1Elektron pada subkulit d memiliki harga l = 2Elektron pada subkulit f memiliki harga l = 34 Kimia Kelas XI SMA dan MA
  13. 13. Hubungan harga n dengan l adalah harga l mulai dari 0 sampai dengan n-1.Contoh:Jika n = 1 maka l = 0.Jika n = 2 maka l = 0, 1.Jika n = 3 maka l = 0, 1, 2.Jika n = 4, maka l = 0, 1, 2, 3.c. Bilangan Kuantum Magnetik Bilangan kuantum magnetik memiliki lambang m yang menunjukkan arahorbital elektron. Bilangan kuantum magnetik menyatakan jumlah orbital padasubkulit elektron. Bilangan kuantum ini bernilai negatif, nol, dan positif. Secaramatematika harga m dapat ditulis mulai dari -l sampai dengan +l. Harga m untukberbagai l atau subkulit dapat dilihat pada Tabel 1.1.Tabel 1.1 Harga m untuk berbagai subkulit Subkulit Harga l Harga m Jumlah Orbital s 0 0 1 p 1 –1, 0, +1 3 d 2 –2, –1, 0, +1, +2 5 f 3 –3, –2, –1, 0, +1, +2, +3 7 Harga bilangan kuantum n, l, dan m untuk berbagai bilangan kuantum dapatdigambarkan seperti Tabel 1.2.Tabel 1.2 Harga bilangan kuantum n, l, dan m untuk berbagai bilangan kuantumNama Bilangan Lambang Harga Bilangan Kuantum Kuantum Utama n 1 2 3 Azimut l 0 0 1 0 1 2 Magnetik m 0 0 -1, 0, +1 0 -1, 0, +1 -2, -1, 0, +1, +2d. Bilangan Kuantum Spin Elektron dalam orbital tidak hanya bergerak di sekitar inti tetapi berputar padasumbunya. Perhatikan Gambar 1.1. Teori Atom Bohr dan Mekanika Kuantum 5
  14. 14. Bilangan kuatum spin dengan S S lambang s , menyatakan arah per- putaran elektron pada sumbunya. Bilangan kuantum suatu elektron Arah S medan luar U di dalam orbital dapat memiliki harga U S 1 spin + dan – 1 , tetapi berdasarkan 1 1 2 2 ms = + ms = – 2 2 kesepakatan para tokoh kimia, untuk U U Magnet eksternal Magnet eksternal elektron pertama di dalam orbital harga Sumber: Ebbing, General Chemistry spinnya = + 1 . 2Gambar 1.1 Perputaran elektron pada sumbunya Berdasarkan harga bilangan kuantum dapat ditentukan berapa jumlah elektronmaksimum yang dapat menempati subkulit dan kulit. Perhatikan Tabel 1.3.Tabel 1.3 Harga masing-masing bilangan kuantum Maksimum Maksimum Kulit n l m s elektron dalam elektron dalam subkulit kulit 1 1 K 1 0(1s) 0 + ,– 2 2 2 2 1 1 L 2 0(2s) 0 + ,– 2 2 2 8 1 1(2p) –1, 0, +1 ± untuk setiap m 6 2 1 1 M 3 0(3s) 0 + ,– 2 2 2 1 1(3p) –1,0,+1 ± untuk setiap m 6 18 2 1 2(3d) –2,–1,0,+1,+2 ± untuk setiap m 10 2 1 1 N 4 0(4s) 0 + ,– 2 2 2 1 1(4p) –1,0,+1 ± untuk setiap m 6 2 32 1 2(4d) –2,–1,0,+1,+2 ± untuk setiap m 10 2 1 3(4f) –3,–2,–1,0,+1,+2,+3 ± untuk setiap m 14 2 1 1 ... a 0(as) 0 + ,– 2 2 2 2a2 1 a-1 –l sampai +l ± untuk setiap m 4l + 2 2 Sumber: Ebbing, General Chemistry6 Kimia Kelas XI SMA dan MA
  15. 15. Bagaimana cara menentukan harga bilangan kuantum? Perhatikan contoh soalberikut! Contoh Soal1. Tentukan harga bilangan kuantum n , l , m dari elektron-elektron pada subkulit 3p. Penyelesaian: Nomor kulit = 3 n =3 3p subkulit elektron Subkulit = p Bilangan kuantum m = -1, 0, +1 l =1 Jadi, elektron-elektron pada subkulit 3p nomor kulit memiliki harga n = 3, l = 1, m = -1, 0, +12. Tentukan subkulit dan kulit dari elektron yang memiliki harga bilangan kuantum n = 2, l = 0, m = 0. Penyelesaian: n=2 elektron pada kulit ke-2 l=0 elektron pada subkulit s Latihan 1.1Selesaikan soal-soal berikut!1. Tentukan harga bilangan kuantum n, l, dan m untuk elektron-elektron yang berada pada orbital atau subkulit 2s dan 3p.2. Suatu elektron mempunyai harga bilangan kuantum n = 2, l = 1, dan m = +1. Terletak pada orbital atau subkulit mana elektron tersebut?3. Elektron terakhir suatu atom menempati subkulit 3d, tentukan harga keempat bilangan kuantum dari elektron tersebut!2. Bentuk Orbital Elektron-elektron bergerak pada setiap orbitalnya. Orbital-orbital mempunyaibentuk yang berbeda-beda sesuai dengan arah gerakan elektron di dalam atom.Bentuk berbagai orbital adalah sebagai berikut.a. Orbital s Perhatikan Gambar 1.2. Orbital s digambarkan berbentuk bola dengan inti sebagai pusat. 1sSumber: Ebbing, General Chemistry 2s Gambar 1.2 Bentuk orbital s Teori Atom Bohr dan Mekanika Kuantum 7
  16. 16. b. Orbital p Orbital p terdiri atas 3 orbital, masing-masing berbentuk balon terpilin denganarah dalam ruang sesuai dengan sumbu x, y, dan z. Perhatikan Gambar 1.3! z z z x x x y y y px py pz Sumber: Ebbing, General ChemistryGambar 1.3 Bentuk orbital pc. Orbital d Bentuk orbital d terdiri atas lima orbital yaitu d x 2 – y 2 , d xz , d z 2 , d xy , dan d yz .Perhatikan Gambar 1.4. z z z x x x yy y orbital d x 2 – y 2 orbital d xz orbital d z 2 z z x x y y orbital d xy orbital d yz Sumber: General ChemistryGambar 1.4 Bentuk orbital d8 Kimia Kelas XI SMA dan MA
  17. 17. C. Konfigurasi Elektron Konfigurasi elektron merupakan distribusi elektron-elektron di dalam orbital-orbital suatu atom. Distribusi elektron didasarkan pada tingkat-tingkat energi dariorbital. Konfigurasi elektron harus memenuhi berbagai aturan atau prinsip. Berikutini dijelaskan beberapa aturan atau prinsip tentang konfigurasi elektron.1. Prinsip Aufbau Subkulit atau orbital-orbital elektron mempunyai tingkat energi yang berbeda.Tingkat-tingkat energi dan subkulit elektron dari periode ke-1 sampai ke-7digambarkan seperti Gambar 1.5(a). Menurut Aufbau, elektron dalam atom sedapat mungkin memiliki energi yangterendah maka berdasarkan urutan tingkat energi orbital, pengisian konfigurasielektron dimulai dari tingkat energi yang paling rendah ke tingkat energi yangtertinggi. Cara pengisian elektron pada subkulit dapat digambarkan seperti Gambar1.5(b). 5f n=7 7s 6p n=6 5d 1s 6s 4f 5p n=5 4d 2s 2p 5s 4p n=4 3s 3p 3d 3d Energi 4s 3p n=3 4s 4p 4d 4f 3s 5s 5p 5d 5f 2p 6s 6p 6d 2s n=2 7s 7p 1s n=1 (a) (b) Sumber: Ebbing, General ChemistryGambar 1.5(a) Tingkat-tingkat energi subkulit elektron periode ke-1 sampai ke-7(b) Cara distribusi elektron pada subkulit Teori Atom Bohr dan Mekanika Kuantum 9
  18. 18. Urutan subkulit dari energi terendah sampai tertinggi yaitu sebagai berikut.1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 6f, 7dContoh:Konfigurasi elektron dari atom-atom 2He, 3Li, 7N, 11Na, 18Ar, 22Ti, dan 26Fe adalahsebagai berikut.Tabel 1.4 Konfigurasi elektron dari beberapa atom Lambang Unsur Nomor Atom Elektron Konfigurasi Elektron 2 He 2 2 1s2 3 Li 3 3 1s2 2s1 7 N 7 7 1s2 2s2 2p3 11 Na 11 11 1s2 2s2 2p6 3s1 18 Ar 18 18 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 22 Ti 22 22 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2 26 Fe 26 26 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 Sumber: Ebbing, General ChemistryPrinsip Aufbau adalah: Elektron-elektron dalam suatu atom selalu berusaha menempati subkulit yang tingkat energinya rendah. Jika subkulit yang tingkat energinya rendah sudah penuh, baru elektron berikutnya akan mengisi subkulit yang tingkat energinya lebih tinggi.2. Prinsip Eksklusi atau Prinsip Larangan Pauli Helium memiliki dua elektron yang terletak pada orbital yang sama. Keduaelektron memiliki harga bilangan kuantum n, l, dan m yang sama, tetapi bilangan 1kuantum s berbeda yaitu + dan – 1 . Harga bilangan kuantum masing-masing 2 2elektron pada He adalah: n = 1, l = 0, m = 0, s = + 1 dan n = 1, l = 0, m = 0, s = – 1 . 2 2 Atas dasar pengamatan ini ahli fisika Austria Wolfgang Pauli merumuskansuatu prinsip yang dikenal dengan prinsip eksklusi atau larangan Pauli.Prinsip larangan Pauli adalah: Tidak ada dua elektron di dalam atom memiliki empat bilangan kuantum yang sama.10 Kimia Kelas XI SMA dan MA
  19. 19. 3. Aturan Hund Konfigurasi elektron dapat pula ditulis dalam bentuk diagram orbital. Contohdiagram orbital yaitu: 1s 2s 2p Elektron-elektron di dalam orbital-orbital suatu subkulit cenderung untuk tidakberpasangan. Elektron-elektron pada subkulit akan berpasangan setelah semuaorbital terisi satu elektron. Misalnya konfigurasi elektron pada diagram orbital dari unsur O dengan nomoratom 8 adalah: bukan 2 2 4 1s 2s 2p 1s2 2s2 2p4 Aturan pengisian elektron tersebut sesuai dengan aturan Hund. Aturan Hundmenyatakan: Pada subkulit yang orbitalnya lebih dari satu, elektron-elektron akan mengisi dulu semua orbital, sisanya baru berpasangan. Contoh SoalBuat konfigurasi elektron dan diagram orbital dari titanium, besi, nikel, dan tembagadengan nomor atom berturut-turut 22, 26, 28, dan 29!Penyelesaian: Ti :22 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2 Fe :26 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 Ni :28 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8 Cu :29 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9 Teori Atom Bohr dan Mekanika Kuantum 11
  20. 20. Konfigurasi elektron dan diagram orbital dari beberapa atom dapat dilihatpada Tabel 1.5.Tabel 1.5 Konfigurasi elektron dan diagram orbital dari beberapa atomAtom Nomor Diagram Orbital Atom Konfigurasi Elektron 1s 2s 2p 3s 3p 4s H 1 1s1 He 2 1s2 Li 3 1s2 2s1 Be 4 1s2 2s2 B 5 1s2 2s2 2p1 C 6 1s2 2s2 2p2 N 7 1s2 2s2 2p3 O 8 1s2 2s2 2p4 F 9 1s2 2s2 2p5 Ne 10 1s2 2s2 2p6 Na 11 1s2 2s2 2p6 3s1 Mg 12 1s2 2s2 2p6 3s2 Al 13 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 Si 14 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 P 15 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 S 16 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 Cl 17 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Ar 18 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 K 19 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 Ca 20 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2Catatan:Untuk orbital yang berisi 2 elektron atau berpasangan ( ) disebut orbital penuhdan yang berisi 1 elektron ( ) disebut orbital setengah penuh. Penulisan konfigurasi elektron suatu atom dapat disingkat dengan menuliskanlambang atom golongan VIIIA pada periode sebelumnya diikuti konfigurasi sisanya.Contoh:8 O : 1s2 2s2 2p4 ditulis 8O : (He) 2s2 2p417 Cl : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 ditulis 17Cl : (Ne) 3s2 3p523 V : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3 ditulis 23V : (Ar) 4s2 3d312 Kimia Kelas XI SMA dan MA
  21. 21. Ada konfigurasi elektron yang tidak sesuai dengan aturan, misalnya pada Crdan Cu. Hal ini menggambarkan sifat unsur-unsur tersebut dan berkaitan dengankestabilan elektron pada konfigurasinya. Berdasarkan hal tersebut, konfigurasi elektron ada yang mempunyai orbitalpenuh dan orbital setengah penuh, kedua konfigurasi ini relatif lebih stabil.Contoh:24 Cr : (Ar)3d4 4s2 : tidak stabil : (Ar) 3d5 4s1 : lebih stabil karena orbital setengah penuh29 Cu : (Ar) 3d9 4s2 : tidak stabil : (Ar) 3d10 4s1 : lebih stabil karena orbital penuh Latihan 1.2Selesaikan soal-soal berikut!1. Tulis konfigurasi elektron dari atom-atom unsur: 5B, 9F, 14Si, 19K, 28Mn, 30Zn, 35 Br, 47Ag, 78Pt.2. Gambarkan diagram orbital dari atom-atom unsur: 20Ca, 27Co, 38Sr, 42Mo.4. Konfigurasi Elektron Ion Terbentuknya ion pada suatu atom akibat penambahan dan penguranganelektronnya. Konfigurasi elektronnya dapat ditulis seperti contoh berikut.Contoh:1. Konfigurasi elektron dari ion F– (nomor atom F = 9) Konfigurasi elektron 9F = 1s2 2s2 2p5 : 1s2 2s2 2p5 Konfigurasi elektron F– = 1s2 2s2 2p6 : 1s2 2s2 2p62. Konfigurasi elektron dari ion Fe3+ (nomor atom Fe = 26) Konfigurasi elektron 26Fe = (Ar) 4s2 3d6 : (Ar) 4s2 3d6 Konfigurasi elektron Fe3+ = (Ar) 4s0 3d5 : (Ar) 4s0 3d5 Teori Atom Bohr dan Mekanika Kuantum 13
  22. 22. Latihan 1.3Buatlah konfigurasi elektron dan diagram orbital dari ion O2–, Al3+, S2–, Ca2+, Sc2+,Cr3+, Zn2+, dan Ni2+.D. Hubungan Konfigurasi Elektron dengan Letak Unsur pada Tabel Periodik Nomor kulit dan jumlah elektron yang ada pada subkulit menunjukkan letakunsur pada tabel periodik. Jadi ada hubungan antara konfigurasi elektron denganletak unsur pada tabel periodik. Hubungan konfigurasi elektron dengan letak unsurpada tabel periodik untuk golongan utama dan golongan transisi berbeda.Perhatikan uraian berikut.1. Hubungan Konfigurasi Elektron dengan Letak Unsur pada Tabel Periodik untuk Golongan Utama Letak unsur pada tabel periodik dapat ditentukan dengan mengetahui nomorgolongan dan nomor periode. Nomor golongan dan nomor periode dapat ditentukandari konfigurasi elektron. Nomor golongan ditentukan dari jumlah elektron padakulit terluar. Nomor periode ditentukan dari nomor kulit terbesar.Contoh:11 Na mempunyai konfigurasi elektron: golongan (1) 1s2 2s2 2p6 3s1 periode (3)Jadi, 11Na terletak pada golongan IA dan periode 3. Si mempunyai konfigurasi elektron:14 golongan (2 + 2 = 4) 1s2 2s2 3s2 3p2 periode (3)Jadi, 14Si terletak pada golongan IVA dan periode 3.2. Hubungan Konfigurasi Elektron dengan Letak Unsur pada Tabel Periodik untuk Golongan Transisi Cara menentukan letak unsur pada tabel periodik berdasarkan konfigurasielektron untuk unsur transisi berbeda dengan unsur golongan utama. Perhatikankonfigurasi elektron golongan unsur transisi periode ke-4 pada Tabel 1.6.14 Kimia Kelas XI SMA dan MA
  23. 23. Tabel 1.6 Unsur-unsur transisi periode ke-4 dan konfigurasi elektronnya Konfigurasi KonfigurasiUnsur Golongan Unsur Golongan Elektron Elektron 3d1 4s2 3d6 4s2 21 Sc (Ar) IIIB Fe 26 (Ar) VIIIB 2 2 7 2 3d 4s 3d 4s 22 Ti (Ar) IVB 27 Co (Ar) VIIIB 3d3 4s2 3d8 4s2 23 V (Ar) VB 28 Ni (Ar) VIIIB 3d5 4s1 3d10 4s1 24 Cr (Ar) VIB 29 Cu (Ar) IB 3d5 4s2 3d10 4s2 25 Mn (Ar) VIIB Zn 30 (Ar) IIB Nomor golongan unsur transisi ditentukan dari jumlah elektron 3d dengan 4s.Untuk golongan IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, dan VIIIB, nomor golongan diambil darijumlah elektron pada subkulit 3d dan 4s. Golongan IB dan IIB diambil dari jumlahelektron pada subkulit 4s. Nomor periode tetap diambil dari nomor kulit (bilangankuantum utama) terbesar. Pada unsur transisi ada tiga kolom yang diberi nomorgolongan yang sama yaitu golongan VIIIB. Latihan 1.4Selesaikan soal-soal berikut!1. Tentukan golongan dan periode dari suatu unsur yang mempunyai konfigurasi elektron sebagai berikut. a. X = (Ne) 3s2 3p1 b. Y = (Ar) 4s2 3d5 c. Z = (Ar) 4s2 3d10 4p62. Tentukan konfigurasi elektron dari unsur-unsur berikut. a. X yang terletak pada golongan VIA periode 3. b. Y yang terletak pada golongan IVA periode 4. c. Z yang terletak pada golongan IIB periode 4.E. Hubungan Konfigurasi Elektron dengan Bilangan Kuantum dan Letak Unsur dalam Tabel Periodik Bagaimana cara menentukan harga bilangan kuantum elektron suatu atombila diketahui konfigurasi elektron atom tersebut? Di mana letak unsur tersebutpada tabel periodik? Teori Atom Bohr dan Mekanika Kuantum 15
  24. 24. Dari konfigurasi elektron suatu atom, harga bilangan kuantum elektron padakonfigurasi tersebut dapat ditentukan. Selain itu letak unsurnya pada tabel periodikdapat diketahui, demikian juga sebaliknya. Contoh Soal1. Tentukan harga bilangan kuantum n, l, m, s dari elektron terluar atom unsur 15P! Penyelesaian: Konfigurasi elektron 15 P = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 Diagram elektron 15 P= -1 0 +1 Bilangan kuantum elektron terakhir 15P adalah n = 3, l = 1, m = +1. Elektron terakhir berada pada orbital m dengan bilangan kuantum +1 dan merupakan elektron pertama pada orbital tersebut maka harga s-nya + 1 . 22. Tentukan harga bilangan kuantum n, l, m, s pada 28Ni! Penyelesaian: Konfigurasi elektron 28 Ni = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8 Diagram elektron 28 Ni = -2 -1 0 +1 +2 Bilangan kuantum elektron terakhir 28Ni adalah n = 3, l = 2, m = 0, s = – 1 . 23. Tentukan nomor atom, golongan, dan periode dari unsur yang mempunyai elektron terakhir dengan harga bilangan kuantum: a. n = 2, l = 1, m = 0, s = - 1 . 2 b. n = 3, l = 2, m = -1, s = + 1 . 2 Penyelesaian: a. n = 2 kulit ke-2 l=1 subkulit p m=0 pengisian elektron terakhir di tengah 1 s=-2 elektron kedua pada orbital 1s2 2s2 2p5 Diagram elektron: -1 0 -1 Nomor atom unsur tersebut = 9, golongan VIIA, dan periode 2. b. n=3 kulit ke-3 l=2 subkulit d16 Kimia Kelas XI SMA dan MA
  25. 25. m = –1 pengisian elektron terakhir dikolom kedua dari kiri. -2 -1 0 +1 +2 1 s= + 2 elektron pertama pada orbital m = –1. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2 Diagram elektron Nomor atom unsur 22, golongan IVB, dan periode 4. Latihan 1.5Selesaikan soal-soal berikut!1. Tentukan harga bilangan kuantum n, l, m, s dari elektron terluar atom unsur Cl, Ar, Ca, dan Co!2. Tentukan nomor atom, golongan, dan periode dari unsur yang mempunyai elektron terakhir dengan harga bilangan kuantum: 1 a. n = 3, l = 1, m = 0, s = – 2 1 b. n = 4, l = 2, m = -2, s = + 23. Tentukan keempat harga bilangan kuantum elektron ke–10 pada atom Mg dan P! INFO KIMIA Niels Bohr (1885–1962) Bohr lahir di Copenhagen pada tahun 1885. Setelah Bohr mengembangkan teori atom hidrogen, ia menggunakan idenya untuk menjelaskan sifat periodik dari unsur-unsur. Setelah teori mekanika kuantum ditemukan oleh Schrodinger dan Heisenberg, Bohr menghabiskan waktunya untuk mengembangkan filsafat. Ia menerima Sumber: Ebbing, General Chemistry hadiah nobel di bidang Fisika pada tahun 1922. Rangkuman 1. Menunurt Rutherford–Bohr atom terdiri dari inti atom dan elektron. Di dalam inti atom terdapat partikel proton dan neutron, sedangkan elektron mengelilingi inti atom pada tingkat-tingkat energinya. 2. Teori atom Bohr pada prinsipnya menjelaskan bahwa elektron dalam atom mempunyai tingkat energi tertentu atau elektron bergerak menge- lilingi inti dalam lintasan tertentu. Selanjutnya teori ini disempurnakan oleh Schrodinger dan Heisenberg menjadi teori mekanika kuantum. 3. Menurut teori mekanika kuantum, elektron mengelilingi inti pada orbital- orbital. Tingkat energi elektron dinyatakan dengan bilangan kuantum yaitu bilangan kuantum utama (n), azimut (l), dan magnetik (m). Perputaran elektron pada sumbunya dinyatakan dengan bilangan kuantum spin (s). Teori Atom Bohr dan Mekanika Kuantum 17
  26. 26. 4. Bilangan kuantum utama menyatakan kulit elektron, bilangan kuantum azimut menyatakan subkulit, bilangan kuantum magnetik menyatakan arah orbital dan jumlah orbital pada subkulit, serta bilangan kuantum spin (s) menyatakan arah perputaran elektron pada sumbunya. Orbital s berbentuk bola, orbital l berbentuk balon terpilin. 5. Susunan elektron dalam orbital sesuai tingkat energinya disebut konfigurasi elektron. Penyusunan konfigurasi elektron harus mengikuti prinsip Aufbau, prinsip larangan Pauli, dan aturan Hund. 6. Dari suatu konfigurasi elektron kita dapat menentukan golongan dan periode unsur atom tersebut dalam tabel periodik. Kata Kunci • Teori Atom Bohr • Bilangan kuantum • Tereksitasi • Konfigurasi elektron • Teori mekanika kuantum • Prinsip Aufbau • Spektrum • Prinsip larangan Pauli • Orbital • Aturan HundEvaluasi Akhir BabA. Pilihlah salah satu jawaban yang paling benar.1. Komposisi partikel atom yang dimiliki oleh ion 18 O2 + adalah . . . . 8 proton elektron neutron A. 8 6 10 B. 8 10 10 C. 8 8 12 D. 10 8 10 E. 10 8 122. Elektron dapat pindah lintasan, dari tingkat energi yang rendah ke tingkat energi yang lebih tinggi bila menerima energi. Pernyataan di atas merupakan teori atom . . . . A. Rutherford D. Dalton B. Thomson E. Schrodinger C. Bohr3. Elektron terluar dari suatu atom unsur mempunyai harga bilangan kuantum 1 n = 3, l = 1, m = +1, s = + 2 . Nomor atom unsur tersebut adalah . . . . A. 13 D. 16 B. 14 E. 17 C. 1518 Kimia Kelas XI SMA dan MA
  27. 27. 4. Urutan harga bilangan kuantum yang benar adalah . . . . 1 1 A. n = 1, l = 1, m = +1, s = + 2 D. n = 2, l = 1, m = 0, s = - 2 1 B. n = 3, l = 1, m = -2, s = - 2 E. n = -2, l = 2, m = 0, s = -1 2 1 C. n = 3, l = 0 m = -1, s = + 25. Ion X+ mempunyai konfigurasi elektron 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Harga bilangan kuantum elektron terluar dari unsur X adalah . . . . 1 A. n = 2, l = 1, m = 1, s = + 2 D. n = 4, l = 0, m +1, s = - 1 2 B. n = 3, l = 0, m = +1, s = - 1 E. 1 n = 4, l = 0, m = 0, s = + 2 2 1 C. n = 3, l = 0, m = 0, s = + 26. Diagram orbital yang berisi konfigurasi elektron tidak sesuai aturan Hund adalah . . . . A. B. C. D. E.7. Suatu unsur memiliki diagram orbital sebagai berikut: . Unsur tersebut cenderung mem- bentuk ion dengan muatan . . . . A. –5 D. +7 B. +5 E. -1 C. +18. Konfigurasi elektron suatu unsur yang memiliki nomor atom 26 adalah . . . . A. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p6 B. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3s2 3d4 C. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3s2 3d6 D. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 E. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d49. Konfigurasi elektron dari Cr dengan nomor atom 24 adalah . . . . A. (He) 3d4 4s2 D. (Kr) 4s1 3d5 4 2 B. (Ne) 3d 4s E. (Ar) 4s1 3d5 4 2 C. (Ar) 3d 4s Teori Atom Bohr dan Mekanika Kuantum 19
  28. 28. 10. Bilangan kuantum m = -1 tidak mungkin dimiliki oleh elektron yang terletak pada kulit . . . . A. kesatu D. kelima B. ketiga E. keenam C. keempat11. Jumlah elektron maksimum pada kulit ke-3 adalah . . . . A. 2 D. 18 B. 8 E. 20 C. 1012. Gambar orbital PZ digambarkan adalah . . . . A. z D. z x x y y z z B. E. x x y y z C. x y13. Elektron terakhir dari atom suatu unsur mempunyai bilangan kuantum n = 3, 1 l = 2, m = 0, s = + 2 . Nomor atom unsur tersebut adalah . . . . A. 23 D. 27 B. 25 E. 28 C. 2614. Data tentang atom O dengan nomor atom 8 adalah: i. diagram orbitalnya ii. konfigurasi elektronnya 1s2 2s2 2p4 iii. semua elektronnya berpasangan iv. memiliki elektron valensi 620 Kimia Kelas XI SMA dan MA
  29. 29. Data yang benar adalah . . . . A. i dan ii D. ii dan iv B. i dan iii E. i dan iv C. ii dan iii15. Atom fosfor dengan proton 15 memiliki elektron tak berpasangan sebanyak . . . . A. 1 D. 4 B. 2 E. 5 C. 316. Empat elektron dalam suatu atom mempunyai bilangan-bilangan kuantum sebagai berikut. p : n = 3, l = 1, m = 0, s = - 1 2 q : n = 3, l = 1, m = 0, s = - 1 2 r : n = 3, l = 2, m = +1, s = - 1 2 s : n = 3, l = 2, m = -1, s = + 1 2 Tingkat energi elektron yang benar adalah . . . . A. r < s D. r < q B. s > p E. q < s C. p > q17. Nomor atom S = 16, konfigurasi ion sulfida S2– adalah . . . . A. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 D. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 3d2 2 2 6 2 4 B. 1s 2s 2p 3s 3p E. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 4s2 2 2 6 2 6 C. 1s 2s 2p 3s 3p18. Atom Co mempunyai konfigurasi elektron [Ar] 3d7 4s2. Jumlah elektron yang tidak berpasangan dalam ion Co2+ adalah . . . . A. 1 D. 5 B. 2 E. 7 C. 319. Diketahui nomor atom unsur V = 23. Konfigurasi elektronnya adalah . . . . A. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p3 D. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3 B. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2 4p1 E. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 2 2 6 2 6 5 C. 1s 2s 2p 3s 3p 4s20. Unsur X mempunyai konfigurasi elektron 2.8.6. Pernyataan yang benar tentang unsur X adalah . . . . A. suatu logam B. membentuk ion 2+ C. membentuk ion 2– D. memiliki 6 proton pada kulit terluar E. memiliki 2 elektron yang tidak berpasangan Teori Atom Bohr dan Mekanika Kuantum 21
  30. 30. 21. Suatu unsur mempunyai konfigurasi elektron (Ar) 4s2 3d10 4p5. Unsur tersebut dalam tabel periodik terdapat pada . . . . A. golongan IVA periode 5 D. golongan VIIA periode 4 B. golongan VA periode 5 E. golongan VIIA periode 5 C. golongan VA periode 722. Suatu atom unsur memiliki bilangan kuantum elektron terluar n = 2, l = 1, 1 m = -1, s = - 2 . Unsur tersebut terletak pada golongan dan periode berturut- turut . . . . A. IVA dan 2 D. VIA dan 4 B. IVA dan 4 E. IIA dan 2 C. VIA dan 223. Unsur besi dengan nomor atom 26 pada tabel periodik terletak pada periode keempat dan golongan . . . . A. IVB D. VIB B. IVA E. VIIIB C. VIA24. Suatu unsur dengan konfigurasi (Kr) 5s 2, terletak pada periode dan golongan . . . . A. 5 dan IIA D. 3 dan IIIA B. 4 dan IIA E. 3 dan IIA C. 5 dan IIIA25. Di antara unsur 12P, 16Q, 17R, 23S, dan 53T yang terletak pada golongan dan periode yang sama adalah . . . . A. P dan R D. S dan T B. Q dan S E. R dan T C. P dan QB. Selesaikan soal-soal berikut dengan jelas dan singkat.1. Jelaskan dengan singkat tentang prinsip Aufbau dan aturan Hund.2. Tuliskan konfigurasi elektron yang stabil untuk unsur 24Cr dan 29Cu.3. Gambarkan diagram orbital untuk unsur 14Si, 28Ni, dan 35Br.4. Tuliskan konfigurasi elektron ion Fe2+, Cl–, K+, Mn2+, S2–.5. Tentukan harga semua bilangan kuantum elektron terakhir dari unsur-unsur dengan nomor atom 5, 13, 19, 22, 27, dan 32. T u g a sBuatlah model bentuk orbital dari bahan-bahan yang tersedia di rumah.22 Kimia Kelas XI SMA dan MA
  31. 31. Bab IIBentuk Molekuldan Gaya Antarmolekul Sumber: Holtzclaw, General Chemistry with Qualitative Analysis Model struktur DNA pada komputer ada yang berbentuk trigonal piramida, dan trigonal planar.TUJUAN PEMBELAJARANSetelah mengikuti pembelajaran siswa dapat :1. meramalkan bentuk molekul berdasarkan teori tolakan pasangan elektron di sekitar atom pusat,2. meramalkan bentuk molekul berdasarkan teori hibridisasi,3. menjelaskan gaya van der Waals dan ikatan hidrogen,4. menjelaskan hubungan gaya antarmolekul dengan sifatnya. Bentuk Molekul dan Gaya Antarmolekul Bentuk Molekul dan Gaya Antarmolekul 23 23
  32. 32. PETA KONSEP Bentuk Molekul dan Gaya Antarmolekul mempelajari Bentuk Molekul Gaya Antarmolekul berdasarkan terdiri dari Teori Tolakan Teori Hibridisasi Gaya Ikatan Hidrogen Pasangan Elektron van der Waals contohnya Gaya Dipol-dipol Gaya London24 Kimia Kelas XI SMA dan MA
  33. 33. D i dalam kehidupan sehari-hari banyak benda yang dapat berfungsi karena memiliki bentuk yang khusus, misalnya sarung tangan bentuknya sepertitangan. Molekul-molekul senyawa pun memiliki bentuk molekul tertentu. Bentuk-bentuk tersebut dapat mempengaruhi terjadinya suatu proses atau reaksi kimia.Bentuk molekul dapat pula menyebabkan perbedaan sifat-sifat dari berbagaimolekul. Sifat-sifat fisik dari suatu molekul sangat bergantung dari gaya antarmolekulpenyusunnya. Gaya antarmolekul yang dikenal adalah gaya van der Waals danikatan hidrogen. Pada bab ini akan diuraikan tentang bentuk molekul berdasarkanteori tolakan pasangan elektron di sekitar atom pusat, teori hibridisasi, serta gayaantarmolekul dan hubungannya dengan sifat-sifat fisik molekul.A. Bentuk Molekul Berdasarkan Teori Tolakan Pasangan Elektron Struktur Lewis dari suatu molekul merupakan struktur yang dapatmenggambarkan bagaimana posisi pasangan elektron yang mengelilingi atompusat, baik pasangan elektron yang berikatan (PEI), maupun pasangan elektronyang tidak berikatan atau pasangan elektron bebas (PEB). Pasangan-pasanganelektron ini saling tolak menolak. Untuk menentukan bentuk molekul berdasarkantolakan pasangan elektron di sekitar atom pusat, ahli kimia mengemukakan suatuteori yang dikenal dengan nama teori VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repul-sion). Sebelum mempelajari bentuk molekul berdasarkan tolakan pasangan elektron,coba lakukan kegiatan 2.1!KEGIATAN 2.1 Teori Tolakan Pasangan Elektron Sebagai analogi bentuk molekul berdasarkan teori tolakan pasangan elektron cobalah membuat model bentuk-bentuk molekul dengan balon. Langkah-langkahnya: 1. Tiuplah 20 balon dengan ukuran hampir sama. 2. Buatlah ikatan balon, masing-masing 2, 3, 4, 5, dan 6 buah balon. Ikatlah balon dengan ketat, sehingga satu sama lain tolak menolak. 3. Amati bentuk geometris dari setiap ikatan dan gambar strukturnya. Di dalam ikatannya balon-balon satu sama lain tolak-menolak membentukstruktur seperti Gambar 2.1. Bentuk Molekul dan Gaya Antarmolekul 25
  34. 34. Sumber: Silberberg, Chemistry: The Molecular Nature of Matter and ChangeGambar 2.1 Analogi bentuk molekul dari balon Jumlah balon menganalogikan jumlah elektron yang mengelilingi atom pusat,bentuk-bentuk molekul bergantung dari jumlah pasangan elektron yang tolak-menolak di sekitar atom. Pada prinsipnya menurut teori VSEPR, masing-masing kelompok pasanganelektron yang mengelilingi atom pusat akan menempati tempat sejauh mungkindari kelompok elektron yang lain untuk mengurangi gaya tolak dari elektron-elektrontersebut. Kelompok pasangan elektron dapat berupa ikatan tunggal, ikatan rangkapdua, dan ikatan rangkap tiga. Perhatikan Gambar 2.2. F pasangan elektron bebas B O=C=O O pasangan elektron ikatan F F H H 3 ikatan tunggal 2 ikatan rangkapGambar 2.2 Pasangan elektron di sekeliling atom pusat Di dalam klasifikasi VSEPR ada beberapa huruf yang melambangkan atompusat, atom yang mengelilingi atom pusat, dan pasangan elektron bebas, yaitu:A = atom pusatX = atom yang mengelilingi atom pusatE = pasangan elektron bebas Berbagai bentuk molekul berdasarkan teori tolakan pasangan elektrondijelaskan sebagai berikut.26 Kimia Kelas XI SMA dan MA
  35. 35. 1. Bentuk Molekul dengan Dua Pasangan Elektron di Sekitar Atom Pusat Bagaimana bentuk molekul jika ada dua pasangan elektron di sekitar atompusat? Perhatikan Tabel 2.1.Tabel 2.1 Bentuk molekul dengan dua pasangan elektron di sekitar atom pusat Struktur Klasifikasi Bentuk Keterangan Lewis VSEPR Molekul Pada BeCl2 ada dua pasang elektron yang 180 mengelilingi atom pusat Be, kedua pa- Cl Be Cl AX2 sang elektron tolak menolak sehingga bentuk molekul BeCl2 adalah linier. Pada CO 2 ada dua kelompok pasangan elektron yang mem- 180 bentuk ikatan rangkap. Dua kelompok pa- O C O AX2 sangan elektron ter- sebut tolak-menolak, sehingga CO 2 ber- bentuk linier. Sumber: Silberberg, Chemistry : The Molecular Nature of Matter and Change Dua pasangan elektron yang berada di sekitar atom pusat akan tolak-menolakmembentuk susunan elektron yang linier.Catatan:Pasangan elektron bebas pada Cl dan O tidak mempengaruhi bentuk molekul,karena hanya pasangan elektron yang mengelilingi atom pusat saja yang terlibatdalam pembentukan molekul.2. Bentuk Molekul dengan Tiga Pasangan Elektron di Sekitar Atom Pusat Ada molekul atau ion yang memiliki 3 kelompok pasangan elektron di sekitaratom pusatnya. Bagaimana bentuknya? Contoh bentuk molekul dengan tigapasangan elektron di sekitar atom pusat dapat dilihat pada Tabel 2.2. Bentuk Molekul dan Gaya Antarmolekul 27
  36. 36. Tabel 2.2 Contoh bentuk molekul dengan tiga pasangan elektron di sekitar atompusat Struktur Klasifikasi Bentuk Keterangan Lewis VSEPR molekul Pada BF3 ada tiga pasang elektron F berikatan (PEI) AX3 B mengelilingi atom F 120 F pusat. Bentuk mo– lekul BF 3 adalah segitiga planar. Pada ion NO3– ada dua pasang elek– – tron membentuk O ikatan tunggal dan AX3 satu kelompok N elektron ikatan O 120 O rangkap. Bentuk ion NO 3 – adalah segitiga planar. Pada SnCl 2 ada tiga pasang elek– tron terdiri dari 1 PEB PEB dan 2 PEI. Molekul SnCl2 ber– Sn AX2E bentuk V. Sudut ikatan Cl – Sn – Cl Cl 95 Cl lebih kecil dari 120 . Hal ini di sebabkan tolakan PEB lebih besar dari PEI. Sumber: Silberberg, Chemistry : The Molecular Nature of Matter and Change Molekul atau ion yang memiliki 3 pasang elektron di sekitar atom pusat baikpasangan yang membentuk ikatan tunggal atau rangkap membentuk segitiga pla-nar.28 Kimia Kelas XI SMA dan MA
  37. 37. 3. Bentuk Molekul dengan Empat Pasangan Elektron di Sekitar Atom Pusat Bentuk molekul yang mungkin terjadi dari 4 pasangan elektron di sekitar atompusat yang terdiri dari PEB dan PEI dapat dilihat pada Tabel 2.3.Tabel 2.3 Contoh bentuk molekul dengan empat pasangan elektron di sekitaratom pusat Struktur Klasifikasi Bentuk Keterangan Lewis VSEPR Molekul H Pada CH4 ada empat pasangan elektron mengelilingi atom C, 109,5 semua merupakan pasangan C H AX4 elektron ikatan sehingga CH4 H berbentuk tetrahedral dengan H sudut H–C–H = 109,5 . Pada NH3 ada empat pasangan H elektron mengelilingi atom N, 3 PEI dan 1 PEB. Struktur ruang 107,5 N elektron membentuk tetrahedral. H AX3E Oleh karena ada 1 PEB yang daya tolaknya lebih kuat dari H PEI maka bentuk molekul NH3 adalah piramidal trigonal dengan sudut H–N–H = 107,5 . Pada molekul air ada empat pasangan elektron mengelilingi atom O, 2 PEI dan 2 PEB. Struktur O AX2E2 ruang elektron membentuk H tetrahedral. Oleh karena ada 104,5 H 2 PEB yang tolakannya besar maka bentuk H 2 O adalah bentuk V dengan ukuran sudut H–O–H = 104,5 . Sumber: Silberberg, Chemistry : The Molecular Nature of Matter and Change Semua molekul atau ion yang memiliki empat pasangan elektron di sekitaratom pusatnya akan membentuk struktur ruang elektron tetrahedral.Catatan:Jika ada 4 kelompok elektron yang mengelilingi atom pusat, maka gaya tolak:PEB – PEB > PEI – PEB > PEI – PEI. Bentuk Molekul dan Gaya Antarmolekul 29
  38. 38. 4. Bentuk Molekul dengan Lima Pasangan Elektron di Sekitar Atom Pusat Semua molekul atau ion yang atom pusatnya dikelilingi lima atau enampasangan elektron biasanya atom pusat tersebut berasal dari unsur periode ke-3atau lebih dari 3. Bentuk-bentuk molekul dengan 5 pasangan elektron yang terdiri dari PEBdan PEI yang berbeda dapat dilihat pada Tabel 2.4.Tabel 2.4 Contoh bentuk molekul dengan lima pasangan elektron di sekitar atompusat Struktur Klasifikasi VSEPR Bentuk Molekul Nama Bentuk Molekul Molekul PCl5 AX5 Bipiramidal trigonal AsF5 SF4 AX4E Seesaw (jungkat jungkit) XeO2F2 ClF3 AX3E2 T-shape (bentuk T) BrF3 XeF2 AX2E3 Linier Sumber: Silberberg, Chemistry : The Molecular Nature of Matter and Change Jika lima pasangan elektron mengelilingi atom pusat maka akan membentukstruktur ruang elektron bipiramidal trigonal.30 Kimia Kelas XI SMA dan MA
  39. 39. 5. Bentuk Molekul dengan Enam Pasangan Elektron di Sekitar Atom Pusat Enam pasangan elektron yang mengelilingi atom pusat akan membentukstruktur ruang elektron oktahedral. Bentuk-bentuk molekul yang terjadi dari 6 pasangan elektron yang terdiri dariPEI dan PEB yang berbeda dapat dilihat pada Tabel 2.5.Tabel 2.5 Contoh bentuk molekul dengan enam pasangan elektron di sekitar atompusat Stuktur Klasifikasi Bentuk Molekul Nama Bentuk Molekul VSEPR Molekul SF6 AX6 Oktahedral XeOF4 AX5E Piramida segiempat BrF5 XeF4 AX2E2 Segiempat planar Sumber: Silberberg, Chemistry : The Molecular Nature of Matter and Change Bentuk molekul dapat diramalkan dengan teori jumlah pasangan elektron disekitar atom pusat dan VSEPR. Langkah-langkahnya:1. Menentukan struktur Lewis dari rumus molekul.2. Menentukan jumlah pasangan elektron di sekeliling atom pusat, pasangan elektron ikatan, dan pasangan elektron bebas.3. Memprediksi sudut-sudut ikatan yang mungkin berdasarkan jumlah kelompok elektron dan arah-arah yang mungkin akibat tolakan pasangan elektron bebas.4. Menggambarkan dan memberi nama bentuk molekul berdasarkan jumlah PEI dan PEB. Bentuk Molekul dan Gaya Antarmolekul 31
  40. 40. Langkah-langkah tersebut diilustrasikan sebagai berikut. Rumus 1 Struktur 2 Susunan 3 Sudut 4 Bentuk molekul Lewis elektron ikatan molekul AXmEn Contoh SoalRamalkan bentuk molekul PF3 dan COCl2Penyelesaian:a. Bentuk molekul PF3 F P F • Struktur Lewis PF3 F • Jumlah pasangan elektron di sekeliling P = 4 pasang, 3 PEI dan 1 PEB, klasifikasi VSERP: AX3E P • Bentuk molekul PF3 adalah piramidal trigonal F <109,5 F dengan sudut F–P–F < 109,5 . Fb. Bentuk molekul COCl2 O • Struktur Lewis COCl2 C Cl Cl • Bentuk ideal COCl2 adalah segitiga planar dengan sudut 120 tetapi karena ada ikatan rangkap yang tolakannya lebih besar terhadap ikatan tunggal maka sudut Cl – C – O > 120 dan Cl – C – Cl < 120 . • O Bentuk molekul COCl2 adalah segitiga dengan sudut- >120 sudut sebagai berikut. C Cl <120 Cl Latihan 2.1Ramalkan bentuk molekul berdasarkan teori pasangan elektron di sekitar atompusat pada molekul:a. BCl3 c. XeF2b. CCl4 d. SF6B. Bentuk Molekul Berdasarkan Teori Hibridisasi Teori jumlah pasangan elektron di sekitar atom pusat dapat menjelaskanberbagai bentuk-bentuk molekul sesuai dengan eksperimen. Ada lagi teori yangdapat menjelaskan bentuk molekul yaitu berdasarkan bentuk orbital kulit terluarnya.32 Kimia Kelas XI SMA dan MA
  41. 41. Pada pembentukan molekul ini terjadi penggabungan beberapa orbital suatu atommembentuk orbital baru yang tingkat energinya sama atau orbital hibrid. Prosesini dikenal dengan istilah hibridisasi. Bagaimana terjadinya orbital hibrid pada beberapa molekul, perhatikan uraianberikut!1. Bentuk Molekul BeF2 Konfigurasi elekron atom 4Be: 1s2 2s2. Atom Be mempunyai dua elektron padaorbital 2s. Agar terdapat dua elektron yang tidak berpasangan untuk mengikatdua atom F maka satu elektron dari 2s pindah ke 2p atau tereksitasi. Orbital s danp tersebut mengalami hibridisasi membentuk orbital hibrid sp yang berbentuk linier. 2s 2pKonfigurasi elektron terluar Be :Konfigurasi elektron Be terhibridisasi : orbital hibrida yang tidakKonfigurasi elektron Be pada BeF2 : dipergunakan membentuk orbital hibrid sp (linier) Dua elektron tidak berpasangan pada 180 orbital ini akan menerima elektron dari F membentuk ikatan kovalen sehingga F Be F BeF2 berbentuk linier.2. Bentuk Molekul BF3Konfigurasi elektron atom 5B: 1s2 2s2 2p1 2s 2pKonfigurasi elektron terluar B :Konfigurasi elektron B terhibridisasi :Konfigurasi elektron pada BF3 : membentuk orbital sp2 (segitiga planar) F Tiga elektron yang tidak berpasangan 120 pada orbital sp2 akan berpasangan B dengan elektron dari F membentuk ikatan kovalen sehingga BF3 berbentuk F F segitiga planar. Bentuk Molekul dan Gaya Antarmolekul 33
  42. 42. 3. Bentuk Molekul CH4Konfigurasi elektron atom 6C: 1s2 2s2 2p2 2s 2pKonfigurasi elektron terluar C :Konfigurasi elektron C terhibridisasi :Konfigurasi elektron pada CH4 : membentuk orbital hibrid sp3 (tetrahedral) H Empat elektron yang tidak ber- C pasangan pada orbital sp 3 akan H H berpasangan dengan elektron dari H atom H sehingga CH4 berbentuk tetra- hedral.4. Bentuk Molekul PCl5Konfigurasi elektron atom 15P: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 3s 3p 3dKonfigurasi elektron terluar P :Konfigurasi elektron P terhibridisasi :Konfigurasi elektron pada PCl5 : sp3d = bipiramida trigonal Cl Lima elektron yang tidak berpasangan Cl pada orbital sp3d akan berpasangan Cl Cl P dengan elektron dari atom Cl. Bentuk orbital PCl5 adalah bipiramida trigonal. Cl5. Bentuk Molekul SF6Konfigurasi elektron atom S: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 3s 3p 3dKonfigurasi elektron terluar S :Konfigurasi elektron S terhibridisasi :Konfigurasi elektron pada SF6 : sp3d2 oktahedral34 Kimia Kelas XI SMA dan MA
  43. 43. F Bentuk molekul SF6 adalah oktahedral. F F S F F F Bagaimana hibridisasi pada atom pusat yang mempunyai pasangan elektronbebas? Perhatikan contoh berikut.Contoh:Molekul H2O memiliki dua pasangan elektron bebas. 2s 2pKonfigurasi elektron terluar pada O :Konfigurasi elektron pada H2O : sp3Orbital hibrid O = sp3, tetapi yang terikat dengan H hanya dua yaitu yang memilikielektron belum berpasangan. Bentuk molekul H2O adalah V dan sudut ikatan104,5 C. Dari contoh di atas bentuk molekul berdasarkan teori hibridisasi dapatdirangkum seperti pada Tabel 2.6.Tabel 2.6 Bentuk molekul berdasarkan teori hibridisasi Jenis Orbital Orbital Hibrida Bentuk Orbital Contoh s dan p sp Linier BeCl2 2 s dan p sp Segitiga planar BF3 3 s dan p sp Tetrahedral CH4 3 s, p, dan d sp d Bipiramida trigonal PCl5 s, p, dan d sp3 d2 Oktahedral SF6 Sumber: Silberberg, Chemistry : The Molecular Nature of Matter and ChangeLatihan 2.2Ramalkan bentuk molekul berdasarkan teori hibridisasi dari:a. BH3b. CCl4c. NH3 Bentuk Molekul dan Gaya Antarmolekul 35
  44. 44. C. Gaya Antarmolekul Atom-atom dapat bergabung akibat gaya tarik-menarik antar atom di dalammolekul atau senyawa. Gaya yang terjadi antaratom bermacam-macam sehinggaterbentuk ikatan ion, ikatan kovalen, dan ikatan logam. Di antara molekul-molekul pun dapat mengalami gaya tarik-menarik walaupunsangat lemah. Gaya-gaya ini disebut gaya van der Waals yang terdiri dari gayadipol-dipol dan gaya dispersi. Selain gaya van der Waals ada gaya lain yang disebutikatan hidrogen. Gaya antarmolekul dapat mempengaruhi sifat fisik molekul-molekul.1. Gaya van der Waals Gaya van der Waals dapat terjadi pada molekul-molekul polar dan molekul-molekul nonpolar. Pada molekul-molekul polar disebut gaya dipol-dipol, sedangkanpada molekul nonpolar disebut gaya dispersi (London).a. Gaya Dipol-Dipol Pada molekul hidrogen klorida, terjadi ikatan kovalen dengan struktur Lewissebagai berikut. + 17+ H Cl Atom klor lebih elektronegatif daripada hidrogen maka pasangan elektroncenderung tertarik oleh Cl. Molekul HCl jadi memiliki dipol. + –H — Cl Dua molekul yang masing-masing memiliki dipol akan selalu tarik-menarikdengan posisi bagian (–) berdekatan dengan bagian (+). + – + –Gaya dipol-dipol pada asam klorida HCl dapat digambarkan: + –1 + – + –H – Cl . . . H – Cl . . . H – Cl . . . HCl36 Kimia Kelas XI SMA dan MA
  45. 45. Posisi molekul akan otomatis berubah karena adanya gaya dipol-dipol,contohnya: + + – + – + – – + – – + + – + –Contoh gaya dipol-dipol pada triklorometan CHCl3 digambarkan: H Cl Cl Cl Cl Cl Cl C – H C – H C – + + Cl Cl Clb. Gaya Dispersi (Gaya London) Pada molekul-molekul nonpolar misalnya pada Cl2 atau Br2 elektron tersusundengan merata di antara atom-atom. Pada suatu saat, molekul tersebut bisamemiliki dipol akibat gerakan elektron-elektron yang menyebabkan elektrontersebut berada di dekat salah satu atom. Dipol yang terjadi tidak permanen atau dipol sesaat, tetapi dapat menimbulkangaya tarik-menarik antar molekul-molekul nonpolar tadi. Gaya ini disebut gayaLondon atau gaya dispersi yang diambil dari nama penemunya Fritz London, ahlifisika Jerman yang menjelaskan dasar mekanika kuantum pada gaya tarik-menarik. Terjadinya gaya London dapat digambarkan sebagai berikut. A A. Molekul Cl2 yang nonpolar B. Dipol sesaat terjadi antar Cl2 yang B berdekatan C. Susunan molekul-molekul Cl 2 yang terjadi karena gaya London C Sumber: Silberberg, Chemistry: The Molecular Nature of Matter and ChangeGambar 2.3 Gaya London antara molekul nonpolar Bentuk Molekul dan Gaya Antarmolekul 37
  46. 46. Gaya London sangat lemah, tetapi dapat bertahan sehingga antarmolekul dapat mengalami tarik-menarik. Lambang Kekuatan gaya London akan bertambah jika unsur jumlah elektron pada molekul makin banyak. Akibatnya Mr Titik didih titik didih senyawa makin tinggi. Tabel titik didih halogen dan gas mulia (K) dapat dilihat pada Gambar 2.4. Kekuatan gaya London bertambah Dari F2 ke I2 jumlah elektron makin banyak maka titik didih dari F2 ke I2 makin besar. Begitu pula pada gas mulia titik didih dari He ke Xe makin besar. Gambar 2.4 Hubungan titik didih dengan gaya London pada halogen dan gas muliaSumber: Silberberg, Chemistry: The Molecular Nature of Matter and Change2. Ikatan Hidrogen Perhatikan grafik titik didih hidrida golongan VI berikut. Mengapa titik didih airlebih tinggi dari yang lainnya? H 2O +100 Titik didih C H2Te 0 H2Se -100 H2S Mr Sumber: Silberberg, Chemistry: The Molecular Nature of Matter and ChangeGambar 2.5 Grafik titik didih hidrida golongan VIA Air termasuk senyawa polar, karena memiliki dipol pada setiap molekulnya.Antarmolekul polar terjadi gaya tarik-menarik yang menyebabkan titik didih airtinggi.Gaya antar molekul air digambarkan seperti Gambar 2.6.38 Kimia Kelas XI SMA dan MA
  47. 47. – Pada molekul air, oksigen lebih O ikatan hidrogen elektronegatif daripada hidrogen. + + Oksigen yang bersifat cenderung H H – + negatif dapat pula menarik hidrogen O H yang cenderung bermuatan positif dari + molekul air yang lain sehingga antar H molekul-molekul air terjadi tarik- menarik. Ikatan yang terjadi disebutGambar 2.6 Ikatan hidrogen pada H2O ikatan hidrogen. Ikatan hidrogen dapat pula terjadi pada HF. Perhatikan Gambar 2.7. – – – – Atom F lebih elektronegatif dari- pada H sehingga HF membentuk F F F F molekul polar. Antarmolekul HF terjadi H H H H tarik-menarik membentuk ikatan + + + + hidrogen.Gambar 2.7 Ikatan hidrogen pada HF Dari kedua contoh tersebut dapat disimpulkan bahwa ikatan hidrogen dapatterjadi di antara atom yang sangat elektronegatif dari molekul kovalen yangmengandung hidrogen dengan atom hidrogen dari molekul lainnya. Adanya ikatan hidrogen menyebabkan titik didih senyawa menjadi tinggi.Perhatikan Gambar 2.8. +100 +100 HF Titik didih C Titik didih C 0 NH3 SbH3 0 Hl AsH3 HBr -100 PH3 -100 HCl Mr MrGambar 2.8 Grafik titik didih senyawa hidrida golongan VA dan VIIA Dari grafik-grafik tersebut yang menggambarkan titik didih hidrida golonganVA, VIA, dan VIIA terlihat bahwa NH3, H2O, dan HF mempunyai titik didih yanglebih tinggi dari hidrida yang segolongannya. Hal ini disebabkan oleh adanya ikatanhidrogen di antara molekul-molekulnya. Latihan 2.3Selesaikan soal-soal berikut!1. Apa yang dimaksud dengan ikatan hidrogen?2. Gambarkan ikatan hidrogen pada NH3! Bentuk Molekul dan Gaya Antarmolekul 39

×