1. BAB 1
STRUKTUR ATOM, SISTEM
PERIODIK, DAN IKATAN KIMIA
Standar Kompetensi:
 Memahami struktur atom untuk meramalkan sifat-sifat periodik unsur,
struktur molekul, dan sifat-sifat senyawa.
Kompetensi Dasar:
 Menjelaskan teori atom Bohr dan mekanika kuantum untuk menuliskan konfigurasi
elektron dan diagram orbital serta menentukan letak unsur dalam tabel periodik.
 Menjelaskan teori jumlah pasangan elektron di sekitar inti atom dan teori hibridisasi
untuk meramalkan bentuk molekul.
 Menjelaskan interaksi antarmolekul (gaya antarmolekul) dengan sifatnya.

2. I. TEORI ATOM BOHR DAN MEKANIKA
KUANTUM

3. A. Teori Kuantum Max Planck
Pada tahun 1990, Max Planck mengajukkan gagasan bahwa radiasi
elektromagnet bersifat diskret. Artinya, suatu benda hanya dapat
memancarkan atau menyerap radiasi elektromagnet dalam ukuran atau
paket-paket kecil dengan nilai tertentu. Paket energi itu disebut kuantum
(kuanta untuk bentuk jamaknya). Besarnya energi dalam suatu paket (satu
kuantum atau satu foton)
dengan, E = energi radiasi
h = tetapan Planck = 6,63 ´ 10-34 J s

4. B. Model Atom Niels Bohr
Menurut Bohr, spektrum garis menunjukkan bahwa elektron dalam atom hanya
dapat beredar pada lintasan-lintasan dengan tingkat energi tertentu. Lintasan
eletron tersebut berupa lingkaran dengan jari-jari tertentu yang disebut sebagai
kulit atom. Setiap kulit ditandai dengan suatu bilangan yang disebut bilangan
kuantum (n).
Bilangan kuantum (n) 1 2 3 4 dan seterusnya
Lambang kulit K L M N dan seterusnya
Bohr berhasil merumuskan jari-jari lintasan dan energi elektron pada atom
hidrogen sebagai berikut.
r = n2 a
n 0
dengan n = 1, 2, 3, . . .
a = 0,53 Å (53 pm)
Energi elektron pada lintasan ke- n adalah:
E = -
n
H
R
H
n2
R = tetapan (2,179 ´ 10-18 J)

5. C. Hipotesis Louis de Broglie
Louis de Broglie, seorang ahli fisika dari Perancis, mengemukkan
gagasannya tentang gelombang materi. Kalau cahaya memliki sifat partikel,
maka partikel juga memilki sifat gelombang. Menurut dr Broglie, gerakan
partikel mempunyai ciri-ciri gelombang. Sifat gelombang dari partikel tersebut
dinyatakan dalam persamaan:

6. D. Azas Ketidakpastian Werner
Heisenberg
Menurut Heisenberg, tidak mungkin menentukan posisi dan
momentum elektron secara bersamaan dengan ketelitian tinggi.
Heisenberg merumuskan hubungan ketidakpastian momentum
sebagai berikut.

7. E. Model Atom Mekanika Kuantum
Pada tahun 1926, Shrödinger mengajukkan suatu persamaan, kini disebut
persamaan gelombang Shrödinger, untuk mendeskripsikan keberadaan
elektron dalam atom.
Dalam teori atom mekanika kuantum, posisi elektron tidak dipastikan. Hal
yang dapat dikatakan tentang posisi elektron adalah peluang menemukan
elektron pada setiap titik dalam ruang di sekitar inti.
Istilah lain untuk menyatakan peluang menemukan elektron adalah
densitas elektron.

8. F. Bilangan-Bilangan Kuantum
1. Bilangan Kuantum Utama (n).
Bilangan kuantum utama menentukan tingkat energi orbital atau kulit
atom. Bilangan kuantum utama dapat mempunyai nilai semua bilangan
bulat positif, yaitu 1, 2, 3, 4, dan seterusnya.
2. Bilangan Kuantum Azimut (l).
Bilangan kuantum azimut menyatakan subkulit. Bilangan kuantum
azimut dapat mempunyai nilai semua bilangan bulat mulai dari 0 sampai
dengan (n - 1) untuk setiap nilai n.
Nilai l = 0 sampai dengan (n - 1)
3. Bilangan Kuantum Magnetik (m).
Bilangan kuantum magnetik menyatakan orientasi orbital dalam
ruang. Bilangan kuantum magnetik dapat mempunyai nilai semua bilangan
bulat mulai dari -l sampai dengan +l, termasuk nil (0).
Nilai m = - l, 0, hingga +l

9. 1. Orbital s
G. Bentuk dan Orientasi Orbital

10. 2. Orbital p

11. 3. Orbital d

12. H. Atom dengan Banyak Elektron
Urutan-urutan tingkat energi
Urutan-urutan tingkat energi subkulit, 1s-2s-2-3s-4s 3d-4p-5s dan seterusnya
sesuai dengan arah garis berpanah

13. I. Bilangan Kuantum Spin dan
Azas Larangan Pauli
Azaz Larangan Pauli:
Dalam sebuah atom, tidak boleh ada dua elektron yang mempunyai
keempat bilangan kuantum (n, l , m, dan s) yang sama.

14. J. Konfigurasi Elekron dan Elektron Valensi
Azas Aufbau
Azas aufbau menyatakan bahwa pengisian orbital dimulai dari tingkat energi
yang lebih rendah kemudian ke tingkat energi yang lebih tinggi.
Azas Hund
Menurut Hund, pada mengisian orbital-orbital dengan tingkat energi yang
sama, yaitu orbital-orbital dalam satu subkulit, mula-mula elektron akan
menempati orbital secara sendiri-sendiri dengan spin yang pararel, baru
kemudian berpasangan.
Menyingkat Penulisan Konfigurasi Elektron dengan Menggunakan
Konfigurasi Elektron Gas Mulia
Na (Z = 11) : 1s2 2s2 2p6 3s1
Sc (Z = 21) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2
Na (Z = 11) : [Ne] 3s1
Sc (Z = 21) : [Ar] 3d1 4s2

15. Elekron Valensi
Elektron valensi adalah elektron yang dapat digunakan untuk pembentukan
ikatan kimia. Kulit valensi
• Golongan utama:
ns dan ps
• Golongan transisi
(n - 1)d dan ns
Contoh
Kulit valensi dan jumlah elektron valensi unsur-unsur Cl (Z = 17)
Cl (Z = 17)
Konfigurasi elektron Cl (Z = 17): 1s2 2s2 2p6 3s 2 3p5 atau [Ne] 3s2 3p5
Kulit valensi: 3s dan 3p
Jumlah elektron valensi: 2 + 5 = 7

16. II. SISTEM PERIODIK

17. A.Sistem Periodik dan Konfigurasi
Elektron
Golongan
Utama
Elektron
Valensi
Golongan
Tambahan
Elektron
Valensi
lA
llA
lllA
lVA
VA
VlA
VllA
VllA
ns1
ns2
ns2 np1
ns2 np1
ns2 np3
ns2 np4
ns2 np5
ns2 np6
lllB
lVB
VB
VlB
VllB
VlllB
lB
llB
(n - 1) d1ns2
(n - 1) d2ns2
(n - 1) d3ns2
(n - 1) d5ns1
(n - 1) d5ns2
(n - 1) d6, 7,8
ns2
(n - 1) d10ns1
(n - 1) d10 ns2
Oleh karena elektron valensi khas bagi setiap unsur, maka kita
dapat menentukan letak unsur dalam sistem periodik berdasarkan
elektron valensinya, atau sebaliknya.

18. B. Blok s, p, d, dan f
Hubungan sistem periodik dengan konfigurasi elektron diringkaskan
pada gambar

19. III. IKATAN KIMIA

20. A. Geometri Molekul
1. Teori Domain Elektron
Teori domain elektron adalah suatu cara meramalkan geometri molekul
berdasarkan tolak-menolak elektron-elektron pada kulit luar atom pusat.
Domain elektron berarti kedudukan elektron atau daerah keberadaan elektron.
Jumlah domain elektron ditentukan sebagai berikut.
1. Setiap elektron ikatan (apakah ikatan tunggal, rangkap, atau rangkap tiga)
merupakan satu domain.
2. Setiap pasangan elektron bebas merupakan satu domain.

21. Prinsip-prinsip dasar teori domain elektron adalah
1. Antardomain elektron pada kulit luar atom pusat
saling tolak-menolak, sehingga domain elektron
akan mengatur diri (mengambil formasi)
sedemikian rupa sehingga tolak menolak di
antaranya menjadi minimum.
2. Pasangan elektron bebas mempunyai gaya tolak
yang sedikit lebih kuat daripada pasangan
elektron ikatan.
3. Bentuk molekul hanya ditentukan oleh pasangan
elektron terikat.

22. 2. Merumuskan Tipe Molekul
Tipe molekul ditentukan dengan cara sebagi berikut
• atom pusat dinyatakan dengan lambang A,
• setiap domain elektron ikatan dinyatakan dengan X, dan
• setiap domain elektron bebas dinyatakan dengan E.

23. Tipe molekul dapat ditentukan dengan langkah-langkah
sebagai berikut.
1. Senyawa Biner Berikatan Tunggal
dengan,
EV = jumlah elektron valensi atom pusat
X = jumlah domain elektron ikatan (jumlah atom
yang terikat pada atom pusat)
E = jumlah domain elektron bebas
2. Senyawa Biner Berikatan Rangkap atau Ikatan Kovalen
Koordinat
E =
(EV - X)
2
E =
(EV - X)
2

24. 3. Menentukan Geometri Molekul
Geometri molekul dapat ditentukan mengikuti langkah-langkah berikut ini.
1. Menentukan tipe molekul.
2. Menentukan geometri domain-domain elektron di sekitar atom pusat
yang memberi tolak minimum.
3. Menetapkan domain elektron terikat dengan menuliskan lambang atom
yang bersangkutan.
4. Menentukan geometri molekul setelah mempertimbangkan pengaruh
pasangan elektron bebas.
Contoh
Molekul IF
3
AX E
3 2
· ·
I
· ·
· ·
· ·
· ·
F
I
· ·
· ·
F
F
F
I
F
F
Langkah 1 Langkah 2 Langkah 3 Langkah 4
Planar bentuk T

25. B. Molekul Polar dan Nonpolar
Molekul dikatakan bersifat nonpolar jika distribusi rapatan dalam molekul
terbesar secara merata. Molekul dikatakan bersifat polar jika distribusi rapatan
elektron tidak merata.
Suatu molekul akan bersifat polar jika memenuhi dua syarat berikut.
a. Ikatan dalam molekul bersifat polar. Secara umum, ikatan antaratom yang
berbeda dapat dianggap polar.
b. Bentuk molekul tidak simetris, sehingga pusat muatan positif tidak berhimpit
dengan pusat muatan negatif.

26. C. Hibridisasi
Orbital Asal Orbital Hibrida Bentuk Orbital Hibrida Gambar
s, p sp linear
s, p, p sp2 segitiga sama sisi
s, p, p, p sp3 tetrahedron
s, p, p, p, d sp3d bipiramida trigonal
s, p, p, p, d,
sp3d2 oktahedron

27. D. Gaya Tarik Antarmolekul
1. Gaya tarik-menarik Dipol Sesaat-Dipol Terimbas
(Gaya London = Gaya Depresi )
Gaya depresi adalah gaya tarik-menarik antara molekul-molekul dalam zat
yang nonpolar.
2. Gaya Tarik Dipol-dipol
Gaya dipol-dipol adalah gaya antarmolekul dalam zat yang polar. Gaya tarik
dipol-dipol lebih kuat dibandingkan gaya depresi (gaya London), sehingga zat
polar cenderung mempunyai titik cair dan titik didih lebih tinggi dibandingkan
zat nonpolar yang massa molekulnya kira-kira sama.
3. Gaya Tarik Dipol-dipol Terimbas
Gaya antarmolekul seperti ini terjadi antara molekul polar dengan molekul
nonpolar.

28. E. Ikatan Hidrogen
Ikatan hidrogen adalah gaya tarik-menarik antara atom hidrogen yang terkait
pada suatu atom berkeelektronegatifan besar dari molekul lain di sekitarnya.
Ikatan hidrogen jauh lebih kuat daripada gaya-gaya van der Waals.

29. F. Gaya-gaya van der waals
Gaya antarmolekul secara kolektif disebut juga gaya van der Waals. Namun
demikian, ada kebiasaan untuk melakukan pembedaan yang tujuannya untuk
memperjelas gaya antarmolekul dalam suatu zat sebagai berikut.
• Istilah gaya London atau gaya dispersi digunakan, jika gaya
antarmolekul
itulah satu-satunya, yaitu untuk zat-zat yang nonpolar. Misalnya untuk gas
mulia, hidrogen, dan nitrogen.
• Istilah gaya van der Waals digunakan untuk zat yang mempunyai dipol-dipol
di samping gaya dispresi, misalnya hidrogen klorida dan aseton.