X
kimia REVIEW I Tujuan Pembelajaran Setelah mempelajari materi ini, kamu diharapkan memiliki kemampuan berikut. 1. Memahami hakikat ilmu kimia dan metode ilmiah. 2. Memahami teori atom dan partikel penyusun atom. 3. Memahami struktur atom, isotop, isobar, isoton, dan isoelektron, serta bilangan kuantum. 4. Memahami cara-cara penulisan konfigurasi elektron. 5. Memahami perkembangan tabel periodik, letak periode dan golongan, serta sifat periodik unsur. 6. Memahami jenis-jenis ikatan antaratom. 7. Memahami cara menentukan bentuk molekul, tipe molekul, dan hibridisasi. 8. Memahami gaya-gaya antarmolekul dan pengaruhnya terhadap titik didih senyawa.
A.
Hakikat Ilmu Kimia Ilmu kimia adalah ilmu yang mempelajari tentang susunan, struktur, sifat, dan perubahan materi serta energi yang menyertainya. Susunan materi meliputi unsur, senyawa, dan campuran. 1.
Unsur adalah zat tunggal yang paling sederhana dan tidak dapat dibagi lagi. Contoh: Na, H , O, Fe, dan C
2.
Senyawa adalah zat tunggal yang tersusun dari beberapa unsur melalui reaksi kimia dengan perbandingan tertentu dan tetap. Contoh: CO2, H2O, dan NH3
Kela s
K-13
3.
B.
Campuran adalah gabungan dari dua zat atau lebih yang sifat-sifat penyusunnya tidak berubah. Campuran terdiri atas larutan, koloid, dan suspensi. •
Larutan: ukuran partikelnya sangat kecil, tidak dapat disaring, dan bersifat homogen.
•
Koloid: ukuran partikelnya sedang, dapat disaring dengan penyaring khusus, dan tampak homogen walau sebenarnya heterogen.
•
Suspensi: ukuran partikelnya besar, dapat disaring, dan bersifat heterogen.
Metode Ilmiah Metode ilmiah adalah langkah-langkah sistematis yang digunakan untuk memecahkan berbagai masalah dalam suatu penelitian. Langkah-langkah dalam metode ilmiah adalah sebagai berikut. 1.
Merumuskan masalah.
2.
Mengkaji teori dan penelitian sebelumnya.
3.
Merumuskan hipotesis (dugaan sementara).
4.
Melakukan eksperimen untuk menguji hipotesis.
5.
Mengumpulkan data.
6.
Mengolah dan menganalisis data.
7.
Membuat kesimpulan.
8.
Melaporkan hasil penelitian.
C.
Teori Atom
1.
Teori Atom Dalton Suatu unsur tersusun atas atom, yaitu partikel-partikel terkecil yang menyerupai bola pejal dan bersifat identik, serta tidak dapat dibagi lagi.
2.
Teori Atom Thomson Atom merupakan partikel kecil menyerupai bola pejal yang bermuatan positif dan di dalamnya terdapat elektron-elekrtron bemuatan negatif yang tersebar merata. Teori atom Thomson dikenal dengan teori roti kismis.
3.
Teori Atom Rutherford Atom terdiri atas inti atom yang bermuatan positif dan dikelilingi oleh elektron-elektron bermuatan negatif pada orbitnya.
2
4.
Teori Atom Niels Bohr Atom terdiri atas inti atom yang bermuatan positif dan dikelilingi oleh elektron-elektron bermuatan negatif yang bergerak pada lintasannya (kulit atom).
5.
Teori Atom Mekanika Kuantum Elektron dapat bersifat sebagai gelombang dan partikel. Oleh karena itu, posisi dan momentum elektron tidak dapat ditentukan secara pasti, yang dapat ditentukan hanyalah peluang untuk menemukan elektron pada jarak tertentu dari inti atom.
D. Partikel Penyusun Atom 1.
Penyusun Atom Atom tersusun atas inti atom dan kulit atom.
2.
a.
Inti atom terdiri atas proton yang bermuatan positif dan neutron yang tidak bermuatan.
b
Kulit atom terdiri dari elektron yang bermuatan negatif.
Penemuan Partikel Subatomik a.
Elektron ditemukan oleh J.J. Thomson melalui percobaan tabung sinar katoda.
b.
Proton ditemukan oleh Goldstein melalui percobaan tabung sinar kanal.
c.
Neutron ditemukan oleh James Chadwick melalui percobaan penembakan partikel alfa pada inti berilium.
E.
Struktur Atom
1.
Nomor Atom dan Nomor Massa Nomor atom menyatakan jumlah proton atau jumlah elektron dalam suatu atom netral, sedangkan nomor massa menyatakan jumlah proton dan jumlah neutronnya. Nomor atom = jumlah proton = jumlah elektron pada atom netral Nomor massa = jumlah proton + jumlah neutron Nomor atom < nomor massa
2.
Ion Ion adalah atom yang telah melepas atau menyerap elektron sehingga bermuatan tertentu.
3
Ion terdiri atas kation dan anion. a.
Kation: ion bermuatan positif yang terbentuk saat atom melepas elektron.
Contoh: Na+, Ca2+, dan Al3+
b.
Anion: ion bermuatan negatif yang terbentuk saat atom menyerap elektron.
Contoh: Cl–, O2–, dan S2-
F.
Isotop, Isobar, Isoton, Dan Isoelektron
1.
Isotop Isotop adalah atom-atom dari unsur yang sama (nomor atom sama), tetapi nomor massanya berbeda. Contoh: 116 C ,
2.
12 6
C , dan 136 C
Isobar Isobar adalah atom-atom dari unsur yang berbeda (nomor atom berbeda), tetapi memiliki nomor massa yang sama. Contoh:
3.
24 11
Na dengan
24 12
Mg
Isoton Isoton adalah atom-atom dari unsur yang berbeda (nomor atom berbeda), tetapi memiliki jumlah neutron yang sama. Contoh:
4.
23 11
Na dengan
24 12
Mg
Isoelektron Isoelektron adalah atom atau ion yang memiliki jumlah elektron yang sama. Contoh: 199 F − ,
20 10
+ Ne , dan 23 11Na
G. Bilangan Kuantum Bilangan kuantum merupakan bilangan yang dapat digunakan sebagai pendekatan untuk menentukan kedudukan atau posisi elektron dalam suatu atom. Bilangan kuantum terdiri atas empat bilangan berikut.
1.
Bilangan Kuantum Utama (n) Bilangan kuantum utama berfungsi menyatakan tingkat energi elektron.
4
2.
Bilangan Kuantum Azimut (ℓ) Bilangan kuantum azimut berfungsi menyatakan subkulit/ subtingkat energi/ sublintasan dari elektron yang bergerak. Bilangan kuantum azimut juga menyatakan bentuk orbital. Nilai bilangan kuantum azimut adalah ℓ = 0 sampa ℓ maksimum = n – 1. Bilangan kuantum azimut dari beberapa subkulit adalah sebagai berikut.
3.
•
Subkulit s, nilai ℓ = 0
•
Subkulit p, nilai ℓ = 1
•
Subkulit d, nilai ℓ = 2
•
Subkulit f, nilai ℓ = 3
Bilangan Kuantum Magnetik (m) Bilangan kuantum magnetik menggambarkan kedudukan atau orientasi orbital. Bilangan kuantum magnetik memiliki nilai m = -ℓ sampai dengan +ℓ.
4.
Bilangan Kuantum Spin (s) Bilangan kuantum spin menggambarkan arah perputaran elektron pada sumbunya sendiri. 1 (⇂ ke bawah), sedangkan 2 1 elektron yang berputar berlawanan arah jarum jam memiliki nilai s = + (↿ ke atas). 2 Elektron yang berputar searah jarum jam memiliki nilai s = –
Contoh Soal 1 Tentukan bilangan kuantum elektron terakhir dari 26Fe. Pembahasan: Fe = [Ar] 4s2 3d6
26
Elektron terakhir: 3d6 Gambar diagram orbital elektron terakhir: 3d6 =
↿⇂
–2
1
1
1
1
–1
0
+1
+2
Bilangan kuantum elektron terakhir: n = 3
(kulit ke-3)
ℓ = 2
(subkulit d)
m = –2 (nomor orbital = –2) 1 s = – (elektron ke arah bawah) 2
5
H. Konfigurasi Elektron 1.
Konfigurasi Elektron Berdasarkan Kulit Konfigurasi elektron berdasarkan kulit dituliskan sesuai dengan jumlah elektron maksimum masing-masing kulit, yaitu: •
Kulit ke-1 (K), maksimum berisi 2 elektron
•
Kulit ke-2 (L), maksimum berisi 8 elektron
•
Kulit ke-3 (M), maksimum berisi 18 elektron
•
Kulit ke-4 (N) maksimum berisi 32 elektron
Contoh: As = 2 8 18 5
33
I = 2 8 18 18 7
53
2.
Konfigurasi Elektron Berdasarkan Subkulit Konfigurasi elektron berdasarkan subkulit dituliskan sesuai dengan diagram tingkat energi berikut. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6
Super "Solusi Quipper" si sapi sapi sedap sedap sefedap sefedap
Contoh: Es = [Rn]7s2 5f11
99
Cr = [Ar]4s1 3d5
24
6
I.
Perkembangan Tabel Periodik
1.
Pengelompokan Unsur Triade Dobereiner Pengelompokan unsur ini didasarkan atas kemiripan sifat dan kenaikan massa atomnya. Satu kelompok terdiri atas tiga unsur yang disebut dengan triade. Dalam satu triade, massa unsur yang di tengah merupakan rata-rata dari massa unsur di sebelah kiri dan kanannya.
2.
Pengelompokan Unsur Oktaf Newlands Pengelompokkan unsur ini didasarkan atas kenaikan massa atom relatifnya. Unsur kedelapan memiliki sifat yang mirip dengan unsur pertama, unsur kesembilan memiliki sifat yang mirip dengan unsur kedua, dan seterusnya.
3.
Sistem Periodik Mendeleev Pengelompokkan unsur ini didasarkan atas kenaikan massa atom dengan mengutamakan sifat-sifatnya. Sistem periodik Mendeleev dikenal dengan tabel periodik bentuk pendek. Dalam tabel periodik, unsur yang memiliki kemiripan sifat diletakkan dalam satu golongan (lajur vertikal). Pada tabel ini, juga disediakan tempat kosong untuk unsur-unsur yang diyakini akan ditemukan di kemudian hari.
4.
Sistem Periodik Modern Sistem periodik modern yang didasarkan pada kenaikan nomor atom ditemukan oleh Henry Moseley. Pada sistem periodik ini, lajur vertikal disebut golongan, sedangkan lajur horizontal disebut periode. Periode menunjukkan jumlah kulit, sedangkan golongan menunjukkan jumlah elektron di kulit terluar. Unsur-unsur yang memiliki kemiripan sifat diletakkan dalam satu golongan.
J.
Menentukan Letak Periode Dan Golongan
1.
Periode Periode menunjukkan jumlah kulit. Oleh karena itu, letak periode suatu unsur dapat ditentukan dari jumlah kulitnya. Jumlah kulit ditandai dengan angka di depan subkulit yang terbesar.
2.
Golongan Golongan menunjukkan jumlah elekton valensi (elektron di kulit terluar). Untuk menentukan golongan, perhatikan beberapa aturan berikut.
7
K.
a.
Golongan A (Utama)
Unsur yang terletak pada golongan utama memiliki elektron terakhir di subkulit s atau p.
b.
Golongan B (Transisi)
Unsur yang terletak pada golongan transisi umumnya memiliki elektron terakhir di subkulit d.
c.
Golongan Transisi Dalam
Unsur yang terletak pada golongan transisi dalam memiliki elektron terakhir di subkulit f.
Sifat Periodik Unsur Beberapa sifat periodik unsur adalah sebagai berikut.
1.
Jari-jari Atom Jari-jari atom adalah jarak dari inti atom ke kulit elektron terluar. Dalam satu periode dari kiri ke kanan, jari- jari atom semakin kecil, sedangkan dalam satu golongan dari atas ke bawah, jari-jari atom semakin besar.
2.
Energi Ionisasi Energi ionisasi adalah energi yang diperlukan untuk melepas satu elektron dari suatu atom netral dalam wujud gas. Dalam satu periode dari kiri ke kanan, energi ionisasi semakin besar, sedangkan dalam satu golongan dari atas ke bawah, energi ionisasi semakin kecil.
3.
Afinitas Elektron Afinitas elektron adalah energi yang dilepaskan oleh suatu atom dalam bentuk gas ketika menyerap sebuah elektron. Dalam satu periode dari kiri ke kanan, afinitas elektron semakin besar, sedangkan dalam satu golongan dari atas ke bawah, afinitas elektron semakin kecil.
4.
Keelektronegatifan Keelektronegatifan adalah kecenderungan suatu atom untuk menarik elektron. Dalam satu periode dari kiri ke kanan, nilai keelektronegatifan semakin besar (kecuali golongan VIIIA), sedangkan dalam satu golongan dari atas ke bawah, nilai keelektronegatifan semakin kecil.
8
L.
Susunan Elektron Stabil Untuk mencapai kestabilan, suatu unsur akan mengikuti kaidah duplet atau kaidah oktet.
1.
Kaidah Duplet Kaidah duplet adalah kecenderungan unsur-unsur untuk memiliki konfigurasi elektron stabil dengan 2 elektron valensi. Contoh: 1H dan 3Li
2.
Kaidah Oktet Kaidah oktet adalah kecenderungan unsur-unsur untuk memiliki konfigurasi elektron stabil dengan 8 elektron valensi. Contoh: 11Na dan 17Cl
M. Senyawa yang Melanggar Kaidah Oktet Kaidah oktet hanya dapat meramalkan rumus senyawa-senyawa sederhana. Untuk rumus senyawa dari unsur-unsur transisi dan juga beberapa unsur lainnya, kaidah oktet gagal meramalkannya. Berikut beberapa senyawa yang melanggar kaidah oktet. 1.
Senyawa yang tidak mencapai kaidah oktet
Contoh: BeCl2 dan BCl3
2.
Senyawa dengan jumlah elektron valensi ganjil
Contoh: NO2
3.
Senyawa yang melebihi kaidah oktet
Contoh: PCl5 dan SF6
N. Ikatan Kimia Ikatan kimia terdiri atas ikatan kimia antaratom dan ikatan kimia antarmolekul (gaya antarmolekul). Ikatan kimia antaratom terdiri atas ikatan ionik, ikatan kovalen (polar dan nonpolar), ikatan kovalen koordinasi, dan ikatan logam.
1.
Ikatan Ionik/ Elektrovalen/ Heteropolar Ikatan ionik memiliki ciri-ciri sebagai berikut. a.
Prinsipnya adalah serah terima elektron.
9
2.
b.
Terjadi antara unsur logam dan unsur nonlogam.
c.
Terbentuk gaya elektrostatis.
d.
out-in (satu unsur melepas elektron, unsur lain menyerap elektron)
Contoh: NaCl dan MgO
Ikatan Kovalen/ Homopolar Ikatan kovalen memiliki ciri-ciri sebagai berikut.
3.
a.
Prinsipnya adalah pemakaian elektron secara bersama-sama.
b.
Terjadi antara unsur nonlogam dan unsur nonlogam.
c.
in-in (sama-sama menyerap elektron)
d.
Terdiri atas ikatan kovalen polar dan kovalen nonpolar. •
Ikatan kovalen polar: dapat terionisasi, ada pasangan elektron bebas (PEB), memiliki momen dipol, dan molekulnya tidak simetris. Contoh: HCl, NH3, dan H2O.
•
Ikatan kovalen nonpolar: tidak dapat terionisasi, tidak ada pasangan elektron bebas (PEB), momen dipol = 0, dan molekulnya simetris. Contoh: CO2, O2, dan CH4.
Ikatan Kovalen Koordinasi/Ikatan Dativ/Semipolar Ikatan kovalen koordinasi adalah ikatan yang terjadi ketika elektron yang dipakai bersama hanya berasal dari salah satu atom. Contoh: SO3 dan H2SO4
4.
Ikatan Logam Ikatan logam adalah ikatan yang terjadi antara awan elektron yang bermuatan negatif dengan muatan positif inti atom.
O. Bentuk Molekul Bentuk molekul adalah susunan tiga dimensi dari atom-atom di dalam suatu molekul. Bentuk molekul dapat diramalkan berdasarkan teori domain elektron, yaitu dengan menggunakan jumlah PEI (pasangan elektron ikatan) dan jumlah PEB (pasangan elektron bebas).
10
Contoh Soal 2 Tentukan bentuk molekul dari NH3 dengan cara SUPER “Solusi Quipper”. Pembahasan
Super "Solusi Quipper" Atom pusat : N → elektron valensi = 5 Atom lain
: 3H → 3 × in 1e– = in 3e–, artinya PEI = 3
Sisa elektron = 2 (1 pasang), artinya PEB = 1 Bentuk molekul dengan PEI = 3 dan PEB = 1 adalah segitiga piramida/ trigonal piramidal.
P.
Tipe Molekul Tipe molekul adalah suatu notasi yang menyatakan jumlah domain (pasangan elektron) di sekitar atom pusat dari suatu molekul. Susunan tipe molekul adalah sebagai berikut. AXnEm Keterangan: A = atom pusat; X = pasangan elektron ikatan (PEI); n = jumlah PEI; E = pasangan elektron bebas (PEB); dan m = jumlah PEB.
Contoh Soal 3 Tentukan tipe molekul dari H2O dengan cara SUPER “Solusi Quipper”. Pembahasan
Super "Solusi Quipper" Atom pusat : O → elektron valensi = 6 Atom lain
: 2H → 2 × in 1e– = in 2e–, artinya PEI = 2
Sisa elektron = 4 (2 pasang), artinya PEB = 2 Tipe molekul dengan PEI = 2 dan PEB = 2 adalah huruf AX2E2.
11
Q. Hibridisasi Hibridisasi adalah proses penggabungan orbital-orbital atom pusat dengan orbital atom lain membentuk orbital hibrida. Langkah-langkah menentukan hibridisasi dapat kamu amati pada contoh berikut.
Contoh Soal 4 Tentukan hibridisasi dari PCl5 dengan cara SUPER “Solusi Quipper”. Pembahasan:
Super "Solusi Quipper" Atom pusat : P → elektron valensi = 5 elektron Atom lain
: 5Cl → 5 × in 1e– = 5 elektron
Total elektron = 10 elektron = 5 pasang elektron Oleh karena dihasilkan 5 pasang elektron, maka elektron-elektron tersebut akan menempati 5 orbital, sehingga hibridisasinya sp3d.
R.
GAYA ANTARMOLEKUL Ikatan antarmolekul atau gaya antarmolekul terdiri atas ikatan hidrogen, serta ikatan van der Waals yang meliputi gaya dipol-dipol, gaya dipol-nondipol, dan gaya nondipol-nondipol.
1.
Ikatan Hidrogen Ikatan hidrogen memiliki ciri-ciri sebagai berikut. a.
Terjadi pada molekul yang tersusun atas atom H dengan atom F, O, atau N.
b.
Ikatannya sangat kuat.
c.
Titik didih sangat tinggi.
Contoh: HF, H2O, NH3, CH3COOH dan C2H5OH
2.
Ikatan van der Waals: Gaya Dipol-Dipol Gaya dipol-dipol memiliki ciri-ciri sebagai berikut. a.
Terjadi pada molekul yang tersusun atas atom H dengan atom lain yang keelektronegatifannya tidak terlalu tinggi (selain F, O, dan N).
b.
Terbentuk dipol permanen.
12
c.
Ikatannya lebih lemah daripada ikatan hidrogen.
d.
Titik didihnya lebih rendah daripada ikatan hidrogen.
Contoh: HCl, HBr, HI, dan H2S
3.
Ikatan van der Waals: Gaya Dipol-Nondipol Gaya dipol-nondipol memiliki ciri-ciri sebagai berikut. 1.
Terjadi antara molekul polar dan nonpolar.
2.
Terbentuk dipol sesaat/dipol terimbas.
3.
Ikatannya lebih lemah daripada gaya dipol-dipol.
4.
Titik didihnya lebih rendah daripada gaya dipol-dipol.
Contoh: interaksi antara H2O dan O2 4.
Ikatan van der Waals: Gaya Nondipol-Nondipol/Gaya Dispersi/Gaya London Gaya nondipol-nondipol memiliki ciri-ciri sebagai berikut. 1.
Terjadi antarmolekul nonpolar.
2.
Terbentuk dipol sesaat.
3.
Ikatannya lebih lemah daripada gaya dipol-nondipol.
4.
Titik didihnya lebih rendah dari pada gaya dipol-nondipol.
Contoh: O2 dan CCl4
S.
FAKTOR - FAKTOR YANG MEMENGARUHI TITIK DIDIH Titik didih dipengaruhi oleh jenis ikatan dan massa molekul relatif.
1.
Jenis Ikatan Ikatan hidrogen memiliki titik didih paling tinggi, dilanjutkan dengan ikatan van der Waals gaya dipol-dipol, gaya dipol-nondipol, dan gaya nondipol-nondipol.
2.
Massa Molekul Relatif (Mr) Jika jenis ikatannya sama, maka semakin besar massa molekul relatif suatu senyawa, semakin besar pula titik didihnya.
13
