STRUKTUR ATOM Ashfar Kurnia
Perkembangan Teori Atom • Sekitar 2,5 abad yang lalu, ahli filsafat Yunani, Leuciplus berpendapat bahwa materi tersusun dari butiran-butiran kecil • Sejalan dengan itu muridnya, Democritus mengembangkan menjadi butiran kecil yang tidak dapat dibagi. • Namun semuanya tanpa bukti eksperimen yang jelas dan tidak didukung teknologi.
MODEL ATOM DALTON
Atom ialah bagian terkecil suatu zat yang tidak dapat dibagi-bagi. Atom tidak dapat dimusnahkan & diciptakan
MODEL ATOM DALTON • Konsep Model Atom Dalton: 1. Setiap benda (zat) tersusun atas partikel partikel terkecil yg tidak dapat dipisahkan lagi disebut atom. 2. Setiap benda (zat) mempunyai sifat yg sama dg atomatom penyusunnya. 3. Bila sifat - sifat suatu zat berbeda dg lainnya, menunjukkan atom - atom penyusun zat-zat tersebut berbeda pula.
MODEL ATOM DALTON • Konsep Model Atom Dalton: 4. Dalam peristiwa reaksi kimia pada hakekatnya merupakan penyusunan kembali atom dalam suatu zat 5. Pada peristiwa reaksi kimia jumlah atom2 yg terlibat dalam penyusunan zat punya perbandingan berupa bilangan bulat sederhana.
Kelemahan • Saat ini ternyata dengan reaksi kimia nuklir suatu atom dapat berubah menjadi atom yang lain • tidak dapat menjelaskan sifat listrik materi • tidak dapat menjelaskan daya gabung unsurunsur. Misalnya, mengapa satu atom oksigen dapat mengikat dua atom hidrogen membentuk air
MODEL ATOM THOMSON
Thompson melakukan percobaan lampu tabung.
MODEL ATOM THOMSON Menghasilkan teori yaitu: 1. Atom bukan sebagai partikel terkecil dari suatu benda 2. Atom berbentuk bola pejal,dimana terdapat muatan listrik positif dan negative yang tersebar merata di seluruh bagian seperti roti kismis.
MODEL ATOM THOMSON Menghasilkan teori yaitu: 3. Pada atom netral jumlah muatan listrik negatif sama dengan jumlah muatan listrik positif 4. Masa elektron jauh lebih kecil dibandingkan dengan masa atom Thompson melakukan percobaan lampu tabung.
TEORI ATOM THOMSON J.J. Thomson menyusun model atom yang merupakan penyempurnaan dari model atom dalton, setelah ia menemukan elektron Menurut Thomson dalam atom terdapat elektron yang tersebar merata bermuatan positif Keadaan tersebut diumpamakan roti kismis
Kelemahan Tidak dapat menerangkan dinamika reaksi kimia yang terjadi antar atom
MODEL ATOM RUTHERFORD
RUTHERFORD mengajukan model atom dengan ketentuan sebagai berikut :
• Atom terdiri atas inti atom yang bermuatan listrik positif, dimana masa atom hampir seluruhnya berada pada inti atom.
MODEL ATOM RUTHERFORD
• Muatan listrik negatif ( elektron ) terletak sangat jauh dari inti. • Untuk menjaga kestabilan jarak muatan listrik negatif terhadap inti, maka muatan listrik negatif senantiasa bergerak mengelilingi inti.
Percobaan Rutherford Bila berkas hamburan sinar α ditembakkan pd lempeng emas,maka sinar yg keluar dari lempeng mengalami hamburan. Dapat diamati pada cahaya terang & gelap di layar pendar .
Percobaan Rutherford 1. Sebagian besar partikel sinar α dpt tembus karena melalui daerah hampa. 2. Partikel α yg mendekati inti atom dibelokkan karena mengalami gaya tolak inti. 3. Partikel α yg menuju inti atom dipantulkan karena inti bermuatan positif & sangat masif.
PERCOBAAN RUTHERFORD
Rutherford membukti-kan adanya inti atom melalui percobaannya yaitu dengan menembakkan sinar-α pada sebuah pelat
MODEL ATOM RUTHERFORD Secara rinci dapat dijelaskan sebagai berikut: •Atom merupakan susunan berongga yang mirip tata surya •Seluruh muatan positif dan seluruh mussa atom terpusat pada inti atom. Pada intiatom terdapat Proton Selama beredar pada lintasannya, elektron tidak mengalami perubahan energi Elektron dapat berpindah dari tingkat energi rendah ke tingkat energi yang lebih tinggi jika mnyerap energi dan sebaliknya Elektron-elektron beredar mengelilingi inti dalam lintasan dengan tinkat energi tertentu
Kelemahan: Tidak dapat menjelaskan mengapa elektron yang beredar mengelilingi inti tidak jatuh ke inti karena ada gaya tarik-menarik antara inti dan elektron
Untuk menjelaskan kestabilan jarak elektron terhadap gaya tarik inti diperhitungkan :
1. Karena muatan listrik elektron berlawanan jenis dengan muatan listrik inti atom, sehingga elektron mengalami gaya tarik inti atom berupa gaya elektrostatik atau gaya coulumb sebesar
Dimana : Fc : Gaya Coulumb ( N ) e : muatan listrik elektron ( -1,6 x 10-19 ) C εo : permivisitas ruang hampa ( 8,85 x 10-12 ) r : jarak elektro terhadap inti ( meter )
Untuk menjelaskan kestabilan jarak elektron terhadap gaya tarik inti diperhitungkan : 2. Gerak elektron menghasilkan gaya sentrifugal sebagai gaya penyeimbang, sebesar :
Dimana : Fs = gaya sentrifugal (N) m = massa elektron (9,1 x 10-31 ) v = kelajuan gerak elektron (m.s-1 )
Kelemahan Rutherford
–Energi total akan semakin kuat, elektron jatuh ke inti tetapi kenyataannya tidak pernah –Spektrum atom kontinu, padahal terputus / diskrit
SPEKTRUM ATOM HIDROGEN •
Th 1885 J.J Balmer menemukan formulasi empiris dari 4 garis spektrum atom hidrogen. R = konstanta Ryberg
•
Setelah Balmer, banyak ahli fisika ygberhasil melakukan percobaan, shg tersusunlah formulasi deret-deret sbb:
1. Deret Lyman (Deret Ultraungu )
2. Deret Balmer (Deret Cahaya Tampak)
3. Deret Paschen (Deret inframerah I)
4. Deret Brackett(Deret inframerah II)
5. Deret Pfund (Deret inframerah III)
MODEL ATOM BOHR Pada tahun 1913, Niels Bohr mengemukakan teori baru mengenai struktur dan sifat atom. Teori atom Bohr pada prinsipnya menggabungkan teori kuantum Planck dan teori atom dari Rutherford yang dikemukakan pada tahun 1911.
Model atom Bohr dinyatakan dalam postulat-postulat berikut : • Elektron mengelilingi inti dalam orbit berbentuk lingkaran dibawah pengaruh gaya Coulomb.
Elektron mengelilingi inti melalui lintasan stasioner. Elektron tidak mengorbit mengelilingi inti melalui sembarang lintasan , melainkan hanya melalui lintasan tertentu dengan momentum anguler tertentu tanpa membebaskan energi. Lintasan ini disebut lintasan stasioner dan memiliki energi tertentu . momentum anguler elektron selama mengelilingi inti atom harus berupa bilangan bulat positif h :
•
Keterangan : m = massa elektron (kg) V = kecepatan linear elektron (m/s) r = jari-jari lintasan electron (m) n = nomor kulit atau bilangan kuantum utama (n=1,2,3…) h = konstanta Planck = 6,62.10-34 J.s
• Pada lintasan stasioner, elektron mengorbit tanpa memancarkan energi.
• Elektron bisa berpindah dari satu orbit ke orbit lainnya. Apabila elektron berpindah dari kulit luar ke kulit yang lebih dalam, akan dibebaskan energi dan sebaliknya akan menyerap energi.
Maka energi yang dibebaskan dapat ditulis:
• Keterangan : EA = energi elektron pada lintasan dengan bilangan kuantum A (joule) Eb =energi elektron pada lintasan dengan bilangan kuantum B (joule) f = frekuensi yang dipancarkan atau diserap (Hz)
MODEL ATOM BOHR • Adanya kelemahan dari model atom Rutherford, membuat Niels Bohr mengemukakan pendapatnya mengenai Teori Kuantum • Bohr mengemukakan beberapa idenya mengenai peredaran elektron dan perpindahan elektron
1. Dalam atom terdapat kulit atau lintasan atau orbit yang merupakan tempat elektron beredar. Selama elektron beredar, elektron tidak membebaskan atau menyerap energi sehingga elektron akan tetap stabil dan elektron tidak akan jatuh ke inti atom. Kulit atau tempat elektron beredar merupakan tingkat energi elektron. Tingkat energi yang palin rendah ialah kulit yang paling dekat dengan inti, yaitu E1 (kulit K). Selanjutnya tingkat energi kedua (E2) atau kulit M, dan seterusnya. Urutan tingkat energinya ialah E1E2E3….dan seterusnya atau kulit K kulit L kulit M ….dan seterusnya
2. Elektron dapat berpindah dari tingkat energi terendah ke tingkat energi yang lebih tinggi dengan cara menyerap energi dan elektron dapat berpindah dari tingkat energi terendah ke tingkat energi yang lebih tinggi dengan cara menyerap energi dan elektron dapat berpindah dari tingkat energi tertinggi ke tingkat enegi terendah dengan cara membebaskan energi
TINGKATAN ENERGI MENURUT BOHR
Elektron berpindah lintasan dengan cara menyerap dan membebaska n energi
Sifat Gelombang Cahaya
c=νxλ
Spektrum Elektromagnetik
Soal Latihan • Beberapa intan menunjukkan warna kuning karena mengandung senyawa nitrogen yang menyerap cahaya purple pada frekuensi 7,23 x 1014 Hz. Hitung panjang gelombang (dalam nm dan Å) cahaya yang diserap!
Perbedaan Materi dan Energi • Gelombang (Energi) jika melalui batas fasa (udara – air) akan mengalami refraksi sedangkan materi tidak • Gelombang ketika melalui slit (lubang kecil) akan mengalami difraksi atau melengkung disekitar slit sedangkan materi tidak mengalami difraksi • Difraksi gelombang pada dua slit menghasilan interferensi menguatkan dan saling meniadakan
Interferensi
Sifat Partikel Cahaya • Radiasi Benda Hitam • Efek Photolistrik • Spektra atom Hidrogen
Radiasi Benda Hitam
• Adanya perubahan warna emisi cahaya (intensitas) yang tergantung pada panjang gelombang (energi) yang diberikan tertentu • Max Planck merumuskan E = n h ν dimana h = 6,626 x 10-34 J.s • ∆Eatom = Eradiasi emisi atau absorpsi = ∆n h ν • ∆E = hν
Efek Photolistrik • Elektron hanya akan terlepas pada λ tertentu dan diindikasikan oleh current meter • Einstein mempostulatkan adanya photon (partikel berenergi) • Ephoton = hν = ∆Eatom
Soal Latihan • Hitung energi satu photon dari sinar ultraviolet (λ = 1 x 10-8 m) visible (λ = 5 x 10-7 m)dan infrared (λ = 1 x 10-4 m)
Spektra Atom
Dualitas Gelombang-Partikel: Materi dan Energi • Kesimpulan dari 3 fenomena yang telah dibahas adalah materi dan energi adalah dua entitas yang saling berganti satu sama lain • Energi memiliki sifat partikel dan materi memiliki sifat gelombang
Panjang Gelombang de Broglie • Jika energi memiliki sifat partikel maka materi juga memiliki sifat gelombang • Jika elektron memiliki gerak mirip gelombang dan orbitnya dibatasi pada jari-jari tertentu maka ini merujuk pada frekuensi dan energi tertentu pula
h mu
Model Mekanika Kuantum Atom
Bilangan Kuantum Orbital Atom • Bilangan kuantum utama (n) adalah bulat positif (1, 2, 3..) menunjukkan ukuran relatif orbital dan jarak relatif dari inti. Bilangan ini juga menunjukkan tingkat energi atom H • Bilangan kuantum momentum anguler (l) adalah bilangan bulat dari 0 hingga n – 1. nilai n akan sangat mempengaruhi l, jika n = 1 maka l = 0 dan jika n = 2 maka l = 1 (0, 1) dst. • Bilangam kuantum magnetik (ml) adalah bilangan bulat dari -l ,0 hingga +l. jika l = 0, maka ml = 0, namun jika l = 1 maka nilai ml bisa diantara -1, 0 dan +1
Hierarki Bilangan Kuantum
Soal Latihan • Berapa nilai bil kuantum momentum anguler (l) dan magnetik (ml) yang diperbolehkan untuk bilangan kuantum n = 3? • Tuliskan nilai l dan ml untuk bilangan kuantum n = 4!
• Tingkat energi atom atau kulit diberikan oleh nilai n, semakin kecil n semakin kecil pula tingkat energi • Tingkatan/kulit atom memiliki subkulit yang ditandai dengan bentuk orbital berdasarkan garis spektroskopi • l = 0 ditandai subkulit s (sharp) • l = 1 ditandai subkulit p (principal) • l = 2 ditandai subkulit d (diffuse) dan • l = 3 ditandai subkulit f (fundamental) • Sehingga untuk n = 2 dan l = 0 dinamakan subkulit 2s.
Latihan • Berikan nama subkulit dengan spesifikasi bilangan kuantum berikut: n = 3, l = 2 n = 2, l = 0 n = 5, l = 1 n = 4, l = 3 • Berapa nilai n, l dan ml yang dimungkinkan untuk subkulit 2p dan 5f? • Berikan koreksi untuk bilangan kuantum dan nama subkulit berikut ini: n = 1, l = 1, ml = 0 1p n = 4, l = 3, ml = +1 4d n = 3, l = 1, ml = -2 3p
Bentuk Orbital s
Orbital p
Orbital d
Salah satu dari 7 orbital f
Teori Kuantum dan Struktur Atom
ATOMIC STRUCTURE
Bilangan kuantum utama (n) – Menunjukkan letak elektron pada kulit atau tingkat energi utama. • n = 1 disebut Kulit K • n = 2 disebut Kulit L • n = 3 disebut Kulit M • n = 4 disebut Kulit N • n = 5 disebut Kulit O • n = 6 disebut Kulit P • n = 7 disebut Kulit Q
• In addition to size, an atomic orbital also has a specific shape. • A second quantum number indexes the shapes of atomic orbitals. This quantum number is the azimuthal quantum number (l). • The value of correlates with the number of preferred axes in a particular orbital and thereby identifies the orbital shape. • According to quantum theory, orbital shapes are highly restricted. These restrictions are linked to energy, so the value of the principal quantum number (n) limits the possible values of l. • The smaller is, the more compact the orbital.
Bilangan kuantum Azimut (l) – Menunjukkan letak elektron dalam subkulit, serta juga menggambarkan jumlah subkulit.
– Nilai (l) adalah dari 0 sampai (n-1) untuk : • n = 1 maka = 0 l = 0, disebut subkulit s • n = 2 maka = 0, 1 l = 1, disebut subkulit p • n = 3 maka = 0, 1, 2 l = 2, disebut subkulit d • n = 4 maka = 0, 1, 2, 3 l = 3, disebut subkulit f
• Jumlah sublevel/ subkulit yang terdapat pada suatu tingkatan energi equal dengan prinsip bilangan kuantum. • Contoh: – tingkat energi kedua akan mempunyai 2 subkulit dan tingkat energi ketiga akan mempunyai 3 subkulit. – Subkulit yang pertama disebut subkulit s. Yang kedua disebut subkulit p. Dan yang ketiga disebut subkulit d.
Bilangan kuantum magnetik (m) – Menunjukkan orientasi orbital dalam ruangan dan juga menunjukkan banyaknya orbital pada subkulit. – Untuk setiap l, harga m = -l sampai dengan +l. – Contoh : • l=0 maka m = 0 • l=1 maka m = -1, 0, +1 • l=2 maka m = -2, -1, 0, +1, +2, • l=3 maka m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3
Bilangan kuantum spin (s) – Menunjukkan arah putaran elektron dalam orbital. Pada orbital maksimum terdapat dua elektron dengan arah yang berlawanan. – Nilai s adalah -1/2 dan +1/2 – Karena elektron hanya mempunyai 2 nilai spin, maka suatu orbital atom tidak mungkin mengandung lebih dari 2 elektron.
• Subkulit dan Orbital – Orbital merupakan suatu ruang yang ditempati maksimal sampai dengan 2 elektron. – Setiap subkulit mempunyai jumlah orbital dan elektron yang berbeda.
• Cara yang mudah untuk menghitung jumlah elektron total yang terdapat dalam suatu tingkatan energi adalah 2n2.
Konfigurasi Elektron • Merupakan susunan elektron dalam atom atau molekul. • Suatu subkulit dituliskan dalam notasi” nxy”, dimana: – n melambangkan jumlah kulit atom – x melambangkan subkulit atom – y menunjukkan jumlah elektron pada subkulit atom • Subkulit atom akan dituliskan berurutan sesuai dengan peningkatan energi.
• Contoh: Helium (He)
1s2 – Angka 1 menunjukkan prinsip bilangan kuantum (n) yang menggambarkan tingkatan energi. – Huruf “s” merupakan bilangan kuantum momentum angular yang menggambarkan bahwa ada 2 elektron atom helium menempati orbital “s”. – Eksponen 2 menunjukkan jumlah elektron total pada orbital atau subkulit.
• Untuk mengetahui susunan atom - atom tata ruang elektron dalam atom perlu diikuti aturan sebagai berikut : a. Prinsip Aufbau b. Prinsip Hund c. Prinsip Pauli
A. Prinsip Aufbau • Bila suatu atom pada kondisi ‘ground state’ (energi orbitalnya paling rendah), konfigurasi elektronnya mengikuti prinsip Aufbau. • Pengisian orbital atom oleh elektron sesuai dengan energi relatifnya; orbital dengan energi lebih rendah akan terisi elektron lebih dahulu.
Contoh: 2 2 6 1 11Na : 1s 2s 2p 3s 2 2 6 2 6 2 1 21Sc : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
b. Prinsip Hund • Berdasarkan susunan elektronnya: suatu atom stabil apabila orbitalnya terisi elektron penuh atau setengah penuh
• Contoh:
• Subkulit d yang berisi setengah penuh atau penuh (5 elektron) akan lebih stabil dibandingkan subkulit s atau subkulit berikutnya.
• Hal ini dikarenakan energi yang dibutuhkan elektron untuk mempertahankan elektron setengah penuh pada subkulit d lebih kecil daripada subkulit s yang penuh.
c. Prinsip Pauli • Tidak ada dua elektron dalam suatu atom yang memiliki keempat bilangan kuantum yang sama. • Bila 2 elektron dalam suatu atom memiiki nilai bilangan n, l dan m yang sama, maka kedua elektron tersebut pasti memiliki nilai bilangan s yang berbeda.
Contoh soal • Buatlah list cara penulisan yang berbeda untuk menuliskan bilangan-bilangan kuantum untuk elektron yang berada pada orbital 3p! • Jawab: (3, 1, -1, +1/2) (3, 1, -1, -1/2) (3, 1, 0, +1/2) (3, 1, 0, -1/2) (3, 1, 1, +1/2) (3, 1, 1, -1/2)
• Suatu atom oksigen mempunyai 8 elektron. Tuliskan keempat bilangan kuantum untuk masing-masing elektron pada ground state! • Gambarkan diagram orbital untuk elemen Cr dan Cu! • Tuliskan konfigurasi elektron untuk potassium dan kalsium!
• Oksigen
1s2 Elektron 1 2 3 4 5 6 7 8
2s2 n 1 1 2 2 2 2 2 2
l 0 0 0 0 1 1 1 1
2p4 m 0 0 0 0 -1 0 1 -1
s +1/2 -1/2 +1/2 -1/2 +1/2 + 1/2 +1/2 -1/2
Orbital 1s 2s
2px, 2py, 2pz
• Potasium (K) 19 elektron 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 • Kalsium (Ca) 20 elektron 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
Konfigurasi Elektron dan Tabel Periodik
• Periode Pertama Hidrogen hanya memiliki satu elektron pada orbital 1s, kita dapat menuliskannya dengan 1s1 dan helium memiliki dua elektron pada orbital 1s sehingga dapat dituliskan dengan 1s2
• Periode kedua Level kedua, yaitu periode kedua. Elektron litium memenuhi orbital 2s karena orbital ini memiliki energi yang lebih rendah daripada orbital 2p. Litium memiliki konfigurasi elektron 1s2 2s1. Berilium memiliki elektron kedua pada level yang sama 1s2 2s2. Level 2p. Pada level ini seluruhnya memiliki energi yang sama, sehingga elektron akan menempati tiap orbital satu persatu. B 1s2 2s2 2px1 C 1s2 2s2 2px1 2py1 N 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz1
• Elektron selanjutnya akan membentuk sebuah pasangan dengan elektron tunggal yang sebelumnya menempati orbital.
O 1s2 2s2 2px2 2py1 2pz1 F 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz1 Ne 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2
BENTUK/STRUKTUR RUANG MOLEKUL
Bentuk Geometri Molekul Struktur ruang suatu molekul dapat ditentukan berdasarkan adanya Pasangan Elektron Ikatan (PEI) dan Pasangan Elektron Bebas (PEB) pada kulit terluar atom pusat molekul tersebut Oleh karena antar elektron tersebut memiliki muatan yang sejenis, maka akan terjadi gaya tolakmenolak Pasangan elektron tersebut akan cenderung meminimumkan gaya tolak tersebut dengan cara membentuk suatu susunan tertentu (berupaya untuk saling menjauh)
Teori yang dipakai untuk menjelaskan struktur ruang molekul adalah Teori Tolakan Pasangan Elektron Kulit Valensi (VSEPR = Valence Shell Electron Pair Repulsion) yang disempurnakan dengan Teori Domain Elektron Hibridisasi adalah penyetaraan tingkat energi melalui penggabungan antar orbital senyawa kovalen atau kovalen koordinasi Bentuk molekul suatu senyawa dipengaruhi oleh bentuk orbital hibridanya
Bentuk dasar molekul (PEB & PEI) • Linear (PEB+PEI=2)
• Trigonal planar (PEB+PEI=3)
Tetrahedral (PEB+PEI=4)
Bipiramida trigonal (PEB+PEI=5)
Oktahedral (PEB+PEI=6)
A In Bm I B
dengan : A = atom pusat = pasangan elektron ikatan = pasangan elektron bebas n = jumlah PEI m = jumlah PEB
Bentuk molekul linier Dalam bentuk ini, atom-atom tertata pada 1 garis lurus. Sudut ikatannya adalah 1800 Bentuk molekul segitiga datar / planar Atom-atom dalam molekul, berbentuk segitiga yang tertata dalam bidang datar, 3 atom berada pada titik sudut segitiga sama sisi dan terdapat atom di pusat segitiga. Sudut ikatan antar atom yang mengelilingi atom pusat sebesar 1200 Bentuk molekul tetrahedron Atom-atom berada dalam suatu ruang piramida segitiga dengan ke-4 bidang permukaan segitiga sama sisi. Sudut ikatannya 109,50
Bentuk molekul trigonal bipiramida Atom pusat terdapat pada bidang sekutu dari 2 buah limas segitiga yang saling berhimpit, sedangkan ke-5 atom yang mengelilinginya akan berada pada sudut-sudut limas segitiga yang dibentuk. Sudut ikatan masing-masing atom pada bidang segitiga = 1200 sedangkan sudut bidang datar dengan 2 ikatan yang vertikal = 900
Bentuk molekul oktahedron Adalah suatu bentuk yang terjadi dari 2 buah limas alas segiempat, dengan bidang alasnya berhimpit, sehingga membentuk 8 bidang segitiga. Atom pusatnya terletak pada pusat bidang segiempat dari 2 limas yang berhimpit. Sudut ikatannya = 900
2
3
4
Jumlah PEB
Rumus Umum
Bentuk Molekul
Contoh
0
AI2B0
Linear
BeCl2 ; HgCl2
1
AI2B1
Planar bentuk V
SO2 ; O3
2
AI2B2
Bengkok
H2O
3
AI2B3
Linear
XeF2
0
AI3B0
Trigonal planar
BF3
1
AI3B1
Piramida trigonal
NH3
2
AI3B2
Planar bentuk T
ClF3 ; BrF3
0
AI4B0
Tetrahedral
CH4
Tetrahedron 1
5
6
AI4B1
terdistorsi
SF4
2
AI4B2
Segiempat planar
XeF4
0
AI5B0
Bipiramida trigonal
PCl5
1
AI5B1
Piramida segiempat
BrF5 ; IF5
0
AI6B0
Oktahedral
SF6
Linear Trigonal planar
Planar bentuk V / bengkok
Piramida trigonal
Planar bentuk T
Tetrahedral terdistorsi
Tetrahedral
Bipiramida trigonal
Segiempat planar
Oktahedral
Piramida segiempat
Teori Domain Elektron • Adalah suatu cara untuk meramalkan bentuk molekul berdasarkan gaya tolak-menolak elektron pada kulit luar atom pusat • Teori ini merupakan penyempurnaan dari teori VSEPR. Domain elektron berarti kedudukan elektron atau daerah keberadaan elektron. • Jumlah domain elektron ditentukan sebagai berikut :
– Setiap PEI ( baik itu ikatan tunggal, rangkap 2 maupun rangkap 3 ) berarti 1 domain. – Setiap PEB berarti 1 domain.
Prinsip dasar TDE – Antar domain elektron pada kulit luar atom pusat, saling tolak-menolak sehingga domain elektron akan mengatur diri sedemikian rupa sehingga gaya tolaknya menjadi minimum. – Urutan kekuatan gaya tolaknya : PEB – PEB > PEB – PEI > PEI – PEI – Perbedaan gaya tolak ini terjadi karena PEB hanya terikat pada 1 atom saja, sehingga bergerak lebih leluasa dan menempati ruang lebih besar daripada PEI. – Akibat dari perbedaan gaya tolak ini, maka sudut ikatan akan mengecil karena desakan dari PEB. – Domain yang terdiri dari 2 atau 3 pasang elektron ( ikatan rangkap 2 atau 3 ) akan mempunyai gaya tolak yang lebih besar daripada domain yang hanya terdiri dari sepasang elektron. – Bentuk molekul hanya ditentukan oleh PEI.
Senyawa biner berikatan tunggal Dirumuskan :
[ EV I ] B 2 EV = jumlah elektron valensi atom pusat B = jumlah PEB I = jumlah PEI ( jumlah atom yang terikat pada atom pusat )
Dengan demikian, tipe molekul dapat ditentukan dengan urutan sebagai berikut : -Tentukan jumlah EV atom pusat. -Tentukan jumlah domain elektron ikatan atau PEI ( I ). -Tentukan jumlah domain elektron bebas atau PEB ( B ).
Senyawa Biner Berikatan Rangkap Dirumuskan :
' [ EV I ] B 2 EV = jumlah elektron valensi atom pusat B = jumlah PEB I ’ = jumlah elektron yang digunakan atom pusat
POCl3
• Jumlah EV atom pusat (P ) = 5 • Jumlah PEI ( I ) = 4; tetapi jumlah elektron yang digunakan atom pusat = 3 x 1 ( untuk Cl ) + 1 x 2 ( untuk O ) = 5 • Jumlah PEB ( B ) = • Tipe molekulnya = A I4 ( Tetrahedral ).
Teori Hibridisasi (Teori Ikatan Valensi) • Hibridisasi adalah peristiwa pembentukan orbital hibrida ( orbital gabungan ) yang dilakukan oleh suatu atom pusat. • Orbital hibrida adalah beberapa orbital ( dalam suatu atom ) yang tingkat energinya berbeda bergabung membentuk orbital baru dengan tingkat energi yang sama guna membentuk ikatan kovalen.
