modul 1 - SMAK Santo Yoseph Denpasar

MODUL 1
SISTEM PERIODIK UNSUR DAN STRUKTUR ATOM
Media Pembelajaran : Tabel Sistem Periodik Unsur-Unsur.; Kartu Unsur. Gambar unsur
Logam, non logam, metalloid; Grafik sifat periodik Unsur-unsur.
A, Sistem Periodik Unsur-unsur.
Ambillah tabel system periodikmu sebutkan masing-masing 3 contoh unsur logam,
unsur metalloid, unsur non logam. Dengan melihat letaknya yang teratur, kalian akan dapat
menyebutkan fungsi pengelompokan unsur-unsur yaitu dapat mempermudah mencari
contoh jenis unsur, mempermudah mempelajari sifat-sifat unsur, serta mempermudah
penentuan sifat setiap unsure dalam membentuk suatu senyawa.
Pada tabel terlihat pengelompokan 3 jenis unsur yaitu unsur logam disebelah g
metalloid kecuali hydrogen, unsur metalloid yang merupakan peralihan yang membatasi
unsur logam ke unsur non logam dan unsur non logam terletak di sebelah kanan unsur
metalloid.
Unsur logam memiliki sifat-sifat secara fisik umumnya padat kecuali Cs, Fr, Hg, Ga yang
berwujud cair; dapat diregangkan; mudah ditempa; mengkilap bila digosok, mempunyai
kerapatan yang tinggi serta merupakan penghantar panas dan listrik yang baik. Unsur bukan
logam memiliki sifat yang berlawanan dengan unsure logam.
1. Cara Penulisan Lambang Unsur.
a. Menurut Berzellius.
Memakai satu huruf dengan huruf capital (H, C, O, N, P, F dll) yang diambil
dari huruf depan nama latin unsur itu, dan memakai dua huruf (Cu, Hg, Au,
Mg, Na dll) yaitu huruf depan dengan huruf capital dan huruf kedua dengan
huruf kecil yag diambil dari huruf
b. Menurut IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry)
Penulisan lambang unsur menurut IUPAC digunakan untuk unsur dengan
nomor atom mulai dari 104 yang disepakati untuk menghindari timbulnya
perdebatan mengenai lambang dan nama unsur yang baru ditemukan.
Aturan penulisannya sebagai berikut :
 Nama diberi akhiran ium
 Nama didasarkan pada rangkaian kata yang menyatakan nomor
atomnya.
 Lambang unsur terdiri dari tiga huruf, huruf awal dengan huruf
kapital, huruf kedua dan ketiga ditulis dengan huruf kecil.
1
Angka-angka yunani sebagai berikut:
0 = nil
1 = un
2 = bi
3 = tri
4 = quad
5=
6=
7=
8=
9=
pent
heks
sept
okt
enn
Contoh :
Unsur dengan nomor atom 104 diberi lambang Unq
1
0
4
Un
nil
quad
Jadi, nama unsur dengan nomor atom 104 adalah Unnilquadium.
2. Sejarah Perkembangan Sistem Periodik Unsur.
a. Pengelompokan unsur berdasarkan sifat logam dan bukan logam (menurut
Lavoisier).
Merupakan metode pengelompokan yang paling sederhana.
Pengelompokannya dapat dilakukan dengan mudah melalui pengamatan
terhadap ciri-ciri fisiknya.
b. Pengelompokan unsur-unsur berdasarkan hukum Triade Dobereiner.
Dasar pengelompokan :
Unsur-unsur disusun berdasarkan sifat khas atom, dan kenaikan massa atom
relatifnya.
Ada tiga buah unsure yang sifatnya mirip yang disebut kelompok triad.
Massa atom unsur tersebut mengikuti aturan tertentu. Massa atom unsure
kedua merupakan setengah dari jumlah massa atom unsur pertama dan
ketiga.
Contoh kelompok Triad.
Be Mg Ca
Li Na K
Ca Sr Ba
Cl Br I
Diketahui Ar Li = 6.94 ; Ar K = 39,10 Ar Na =……..
Ar Na = Ar Li + Ar K = 6,94 + 39,10 = 23,02
2
2
Pada kenyataannya, ternyata tidak semua unsur sesuai dengan hokum triade
Dobereiner.
2
c. Hukum Oktaf Newlands
Dasar Pengelompokan :
Unsur-unsur disusun berdasarkan urutan kenaikan massa atom relatifnya
dan kemiripan sifat unsur.
Unsur yang berselisih satu oktaf (unsur ke 1 dan ke 8; unsur ke 2 dan ke 9;
unsur ke 3 dan ke 10 dan seterusnya) menunjukkan kemiripan sifat.
Pada waktu itu unsure gas mulia belum ditemukan.
Pada kenyataannya hokum Oktaf hanya berlaku untuk unsure-unsur ringan.
Jika ditemukan, ternyata kemiripan sifatnya terlalu dipaksakan.
d. Hukum Mendeleev (disebut juga system periodic bentuk pendek)
Dasar Pengelompokan :
Unsur-unsur disusun berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya dan sifat
kimianya.
Cara pengelompokan unsur dilakukan dengan menggunakan kartu. Dalam
kartu tersebut ditulis lambang atom, massa atom relatifnya, dan sifat-sifat
unsur tersebut.
Unsur-unsur yang sifatnya serupa ditempatkan pada lajur tegak (vertikal)
yang disebut golongan. Sedangkan lajur-lajur horizontal yaitu lajur unsurunsur berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya, disebut periode.
Mendeleev menyisakan ruang kosong untuk unsur yang belum dikenal,
karena diduga unsur-unsur yang ketika itu belum ditemukan kemungkinan
mempunyai sifat yang mirip.
Pada kenyataannya penempatan Te (Ar = 128) dan I =Iodin (Ar = 127) tidak
sesuai dengan kenaikan massa atom relatifnya dan ternyata sesuai dengan
kenaikan nomor atomnya.
Jadi, sifat periodic lebih tepat dikatakan sebagai fungsi nomor atomnya.
e. Sistem Periodik Modern (Henry Moseley)
Pengelompokan unsur-unsur pada system periodic modern merupakan
penyempurnaan hokum periodic Mendelee yang disebut juga system
periodic bentuk panjang.
Dasar Pengelompokan :
Unsur-unsur yang sifatnya serupa ditempatkan pada lajur tegak (vertical) =
golongan. Ada dua macam golongan yaitu golongan A(utama) dan
golongan B (transisi). Sedangkan lajur- lajur horizontal yaitu lajur unsurunsur berdasarkan kenaikan jumlah proton (nomor atomnya) yang disebut
periode.
Pada kenyataannya, bahwa unsur-unsur yang sama dapat memiliki massa
atom yang berbeda = isotop. Sifat kimia suatu usur tidak ditentukan oleh
massa atomnya melainkan ditentukan oleh jumlah proton dalam atom
tersebut.
3
B, Susunan Unsur dalam Sistem Periodik Modern.
11
jumlah proton
= no. atom
23
Na
Massa atom relatif (Ar)
Lambang unsur.
Susunan unsur dibedakan menjadi 2 lajur :
1. Lajur Tegak = golongan (unsur – unsur segolongan memiliki sifat-sifat yang mirip)
Beberapa golongan diberi nama khusus.
o golongan IA
= golongan alkali (kecuali H)
A
o golongan II
= golongan alkali tanah
o golongan VII A = golongan halogen
o golongan VIIIA = golongan mulia.
o Golongan IIIA , IVA, VA , VIA, disebut sesuai dengan unsur yang terdapat
dalam golongan tersebut.
o IIIA
= golongann Boron - aluminium
o IVA
= golongan karbon - silikon
A
o V
= golongan nitrogen - phosforus
o VIA
= golongan oksigen – belerang (khalkogen)
B
o Golongan I s / d VIIIB disebut golongan transisi.
Golongan menunjukkan jumlah electron valennsi = electron terluar dari suatuu
unsur.
2. Lajur Horizontal = Periode
Peeriode statu unsur menunjukkan nomor kulit yang sudah terisi electrón berdasarkan
konfigurasi electrón. Dalam sistem periodik modern terdapat 7 periode yaitu :
o Periode 1 ( terpendek ) terdiri dari 2 unsur
o Periodee 2 ( pendek )
terdiri dari 8 unsur
o Periodee 3 ( pendek )
terdiri dari 8 unsur
o Periiode 4 ( panjang )
terdiri dari 18 unsur
o Periode 5 ( panjang )
terdiri dari 18 unsur
o Periode 6 ( terpanjang ) terdiri dari 32 unsur
o Periode 7 ( Belum lengkap ). Pada periode ini terdapat dereet aktinida.
Deret Lantanida dan Aktinida ttermasuk golongan III B karena unsur-unsur pada deret
Lantanida memiliki sifat mirip dengan unsur Lantanium sedangkan deret aktiniida memiliki
siifat mirip dengan unsur aktinium. Golongan Lantanida dan Aktinida disebut golongann
transisi dalam.
4
3. Penetapan Golongan dan Periode.
Penetapan golongan dan periode dapat ditenttukan dengagn carra menggambarkan
Konfigurasi elektron.
o Elektron valensi = elektron pada kulit paling luuar yang menyatakan nomor
golongan.
o Jumlah kulit menyatakan nomor periode.
Konfigurasi elektron yaitu penyusunan elektron pada kulit-kulit atom. Konfiigurasi
perkulitdidasarkan pada jumlah elekttron maksimum yang dapat mengisi setiap kulit sesuai
dengan rumusan :
Jmlah elektron maksimum per kulit = 2 n 2 , harga n menunjukkan kulit yang
ditempati elektron.
Jumlah elektrron maksimum di setiap kulit :
Kulit K, n = 1, elektron maksimum = 2 . 12 = 2 elektron
Kulit L, n = 2, elektron maksimum = 2 . 22 = 8 elektron
Kulit M, n = 3, elektron maksimum = 2 . 33 = 18 elektron
Kulit N, n = 4, elektron maksimum = 2 . 42 = 32 elektron
Cara konfigurasi elektron per kulit atom hanya berlaku untuk atom unsur golongan utama.
Untuk unsur golongan transisi harus menggunakan konfigurasi elektron per sub kulit atom
(diajarkan di kelas XI)
Contoh Soal.
1. Tentukanlah letak unsur K pada S P U yang bernomor atom 19.
Jawab :
Konfigurasi elektron :
19 K 2 8 8 1
Atom K mempunyai jumlah kulit
= 4
Elektron valensi = 1
Jadi, atom K terletak di golongan IA periode ke 4.
2. Unsur Br terletak di golonagn VIIA periode ke 4 memiliki nomor atom .....
Jawab :
Periode ke 4 artinya, atom Br mempunyai 4 kulit atom, dan di kulit terluar
Terisi 7 elektron. Maka :
K = 2; L = 8 ; M = 18 ; N = 7. ; Nomor atom = 2 + 8 + 18 + 7 = 35
C. STRUKTUR ATOM.
John Dalton menyatakan bahwa atom adalah partikkel terkecil yang tidak dapat
dibagi-bagi lagi. Pendapat ini hanya bertahan hingga ditemukannya kerradioaktifan
oleh beberapa penelitian, diantaranya H.H Thompson, Ernest Rutherrford, Robert
Miliikan, James Chadwick, yang berhasil menemukan partikel dasar penyusun atom.
1. Partikel Dasar Penusun Atom.
Atom terdirri atas inti atom yang dikelilingi elektron-elektron yang tersebar
dalam kulit-kulit atom.
5
a
a
Elektron.
 Penemu : Joseph J. Thompson (1857)
 Eksperimen : Sinar Katoda.
Hasil eksperimen : adanya sinar yang keluar dari elektrode
negatif (katoda) menuju elektrode positif (anoda) Sinar yang
keluar disebut sinar katoda. Menurut Thompson, sinar katode
merupakan arus partikel yang memiliki massa, dan bermuatan
negatif. Partikel terrsebut dinamakan elektron.
Proton dan neutron.
1. Proton
 Penemu : Goldstein.
 Eksperimen : Sinar terusan = sinar anode = sinar positif
Muatan maupun massa partikel sinar terusan dari gas-gas lain
selalu merupakan kelipatan bulat dari massa dan muatan proton
seehingga diduga bawha partikel-partikel itu terdiiri atas protonproton.
Massa 1 proton = 1 s m a = 1,66 . 10 -24 gram
Muatan 1 proton = + 1 = 1,6 . 10-19 C.
Penemuan inti atom oleh Rutherford : proton terbentuk ketika
partikel-partikel alfa menabrak inti atom niitrogen dan juga inti
atom yang lain. Jadi, intii atom terdiri-dari atas proton.
2. Neutron
 Penemu : James Chadwick.
Radiasi sinar terusan juga terdiri atas partikel-partikel netral yang
massanya hampir sama dengan massa proton. Partikel tersebut
adalah neutron yang juga merupakan penyusun semua inti atom
.
Massa
Nama Partikel Simbul Lokasi
Penemu
muatan
(s m a)
1
Proton
Inti
E. Goldstein
-1
+1
1p
Elektron
Neutron
e
Kulit
J. Thompson
0
-1
n
inti
Chadwick
1
0
0
1
1
0
2. Nomor Atom dan Nomor Massa
Tabeel periodik memuat informasi mengenai struktur atom setiap unsur.
Dengan mencantumkan nomor Atom dan nomorr massa, suatu atom dapat
ditulis dengan notaasi sebagai berrikut ;
A
Z
X
A = nomor massa
Z = nomor atom
6
RUMUS :





A = n + p
n = A - p
p = Z
Untuk atom netral, p = Z = p
Untuk atom bermuatan :
a. p = Z
b. ion positif,
e = Z – muatan positif; jadi, p > e
c. ion negatif,
e = Z + muatan negatif; jadi p> e
Nomor Atom :
Nomor atom statu unsur menunjukkan jumlah proton yang terdapat dalam
atom.
Nomor atom disingkat dengan NA, dengan lambang Z
Nomor atom suatu unsur merupakan ciri khas atom unsur tersebut, karena
dapat membedakan atom suatu unsur yang satu dengan atom unsur lainnya.
Nomor Massa
Nomor massa menggambarkan massa partikel-partikel penyusun atom, yaitu
massa proton, massa electrón dan massa neutron. Massa elektron sangat kecil
dibandingkan massa proton dan neutron sehingga massa elektron ini dapat
diabaikan.
Nomor massa disingkat NM, lambangnya A.
Nomor massa didefinisikan sebagaii jumlah proton dan jumlah neutron.
3. Isotop, Isobar, Isoton
a Isotop.
Contoh : 126C ; 136C ; 146C ketiga atomnya sama, berarti protonnya
dann sifat kiimianya sama. Nomor massanya berbeda berarti sifat
fisikanya berbeda. Jadi isotop yaitu atom unsur sejenis yang
massanya berbeda atau atom yang punya sifat kimiia sama tetapi
sifat fisikanya berbeda.
Penggunaan isotop :
Digunakan dalam penelitian industri dan kedokteran.
Deterium 12 H dan Tritium 13 H sebagai bahan bakar reaksi fusi
nuklir.
14
6 C sebagai perunut dalam penelitian di bidang biokimia kedokteran
dan sumber radiasi; sebagai alat untuk menentukan umur benda
arkeologi dan geologi.
60
27 Co digunakan dalam bidang kesehatan (penyakit kanker).
7
a
Isobar
24
24
Contoh : 147 N dan 146C ; 11
N dan 12
Mg
Jenis atomnya berbeda sehingga memiliki sifat kimia, sifat fisika
yang berbeda. Jumlah neutron dalam intinya berbeda. Jadi, isobar
adalah atom-atom berbeda yang memiliki nomor massa yang sama.
a
Isoton
Contoh :
13
6
C dan
14
7
N memiliki neutrron = 7
31
15
32
P dan 16
S memiliki neutron = 16
Isoton : atom-atom berbeda yang memiliki neutron sama, walaupun
protonnya berbeda.
D. SIFAT- SIFAT UNSUR DAN MASSA ATOM RELATIF
1. Sifat-sifat Unsur
Unsur adalah zat tunggal yang tidak dapat diuraikan menjadi zat lain yang
lebih sederhana secara reaksi kimia biasa.
UNSUR LOGAM
a
Logam Alkali (IA)
 Merupakann logam lunak yang sangat reaktif
 Reduktor kuat
 Bereaksi dengan air, oksigen dan halogen secara langsung
membentuk ion bermuatan + 1
 Hasil reeaksi unsur-unsur ini dengan air berupa basa kuat.
b. Logam Alkali Tanah (IIA)
 Kereaktifannya lebih rendah dari alkali
 Dapat membentuk ion +2
 Umumnya ditemukan dalam bentuk senyawa berupa deposit
(endapan) dalam tanah.
UNSUR NON LOGAM
a
Golongan Halogen (VIIA)
 Bersifat sangat reaktif
 Dapat bereaksi dengan logam membentuk garam
 Dalam senyawanya membentuk ion bermuatan negatif satu (-1)
 Bersifat oksidator kuat, berwarna, beracun.
 Dalam keadaan bebas membentuk molekul diatom yang larut
dalam pelarutorganik seperti : alkohol, eter, kloroforrm dan Cl2
8
b. Gas Mulia (VIIIA)
 Berwujud gas
 Sangat sukar bereaksi dengan unsur-unsur lain (tak reaktif)
 Terdapat di alam sebagai gas monoatomik (atomnya berdiri
sendiri) karena kulit terluarnya sudah terisi penuh.
 Kr, Xe, Rn ternyata dapat dipaksa bereaksi dengan beberapa
unsur.
2. Massa Atom Relatif (Ar)
Atom adalah partikel yang sangat kecil, sehingga untuk menghitung massanya
tidak dengan angka mutlak, tetapi dengan membandingkan antarar atom unsur
yang satu dengan massaa atom unsur yang laiin.
Awalnya massa atom yang digunakan sebagai standar ialah atom hidrogen,
kemudian atom oksigen. Unsur hidrogen ataupun oksigen tidak dapat
digunakan sebagai standar.
IUPAC meenetapkan isotop atom C dengan massa atom 12 sma sebagai
standar. Hal ini ditetapkan karena hasil perhitungan massa atom dari
keseluruhan unsur-unsur ternyata lebih banyak yang menghasilkan bilangan
dekat kepada bilangan bulat dibanndingkan H dan O.
Ar dapat dihitung dengan Rumus :
Ar = massa rata-rata 1 atom X
1 x massa 1 atom 12C
12
3. Menentukan Massa Rata-rata dari Isotop
Clorin terdiri dari 75 % isotop Cl – 35 dan 25% isotop Cl – 37. Jika isotop
35
Cl bermassa 35 sma dan isotop 37Cl bermassa 37 sma. Tentukanlah massa
rata-rata 1 atom clorin.
Jawab :
Massa rata-rata 1 atom Cl = 75 . 35 + 25 . 37 = 35,5 sma
100
100
4. Menentukan Kelimpahan isotop-isotop dan massa atom relatif
Galium terdiri atas isotop Ga-69 dan Ga -71. Sedangkan Ar Ga = 69,8. Hitung
kelimpahan masing-masing isotop Ga tersebut.
Jawab :
Misal kelimpahan 69Ga = X %
71
Ga = (100 – x ) %
69,8 = x . 69
100
+ (100 – x)
100
- 120 = - 2 x
X = 60
+ 7100 – 71 x
100
69,8 . 100 = 69 x + 7100 – 71 x
6980 – 710 = 69 x - 71 x
69,8 = 69 x
maka : 69Ga = 60%
71
Ga= 40 %
9
5. Massa Molekul Relatif (Mr)
Mr adalah perbandingan massa 1 molekul unsur atau senyawa terhadap 1/12
dari massa 1 atom 12C
Mr X = massa rata-rata 1 molekul X
1/12 massa 1 atom 12C
Berdasarkan pengertian bahwa molekul merupakakn gabungan atom-atom,
maka Mr adalah penjumlahan Arr atom-atom penyusunnya.
Mr =  Ar
E. SIFAT-SIFAT PERIODIK UNSUR.
Sifat periodik adalah sifat yang berubah secara beraturan sesuai dengan kenaikan
nomor atom, yaitu dari kiri ke kanan dalam satu periode atau dari ataas ke bawah
dalam satu golongan.
1. Keperiodikan Jari-jari Atom
Jari-jari atom adalah jarak dari inti atom hingga kulit elektrron terluar.
Jari-jari atom ditentukan oleh jumlah kulit dan muatan inti. Makin banyak
jumlah kulit atom, makin besar jari-jari atom, sebaliknya makin besar muatan
inti makin kuat daya tariknya terhadap elektron sehingga jari-jari atom
berkurang.
Jadi, kecenderungan jari-jari atom dalam satu golongan dari atas ke bawah
semakin besar. Dalam satu periode dari kiri-ke kanan semakin kecil.
2. Keperiodikan Energi Ionisasi
Energi ionisasi adalah energi yang diperlukan untuk melepas saatu elektron
dari satu elektron dari suatu atom netral dalam wujud gas sehingga terbentuk
ion berwujud gas dengan muatan – 1. Energi ionisasi dinyatakan dalam KJ
mol -1
Unsur-unsur golongan IIa, VA, VIIIA punya konfigurasi yang stabil, lebih
sukar melepaskan electrón. Sedangkan unsur-unsur golongan IIIA, VIIA
mempunyai 1 elektron yang terikat agak lemah.
Jadi, penyimpangan kecenderungan energi ionisasi pada unsur-unsuur
golongan IIA, VA, VIIIA karena mempunnyai energii ionisasi yang ekstra
besar, sedangkan golongan IIIA, VIA mempunyai energi ionisasi yang relatif
kecil. Ion positif menahan elektron lebih kuat daripada atom netral.
Ada 2 alasan yang menyebabkan energi ionisasi ketiga jauh lebih besar
daripada tingkat kedua yaitu : ( 4Be 2 2 )
a. Elektron ketiga berasal dari kulit K sedangkan elektron kedua masih dari
kulit luar.
b. Setelah melepas 2 elektron, konfigurasi berilium menjadi sama dengan
dengan konfigurasi elektron gas mulia sebelumnya, yaitu helium.
10
Konfigurasi gas mulia adalah konfigurasi yang stabil, lebih sukar berubah
(lebih sukar melepas elektron).
3. Keperiodikan Keelektronegatifan
Setiap unsur mempunyai kecenderungan yang berbeda dalam hal menarik
elektron. Keelektronegatifan adalah ukuran kkecenderungan relatif suatu
unsur untuk menarik elektron dalam ikatannya.
Unsur yang mempunyai energi ionisasi besar, mempunyai keelektronegatifan
yang besar, demikian sebaliknya. Unsur yang mempunyai keelektronegatifan
terbesar adalah Fluorin (golongan VIIA) bukan golongan VIII.
11
MODUL 2
IKATAN KIMIA
Media Pembelajaran: Tabel Sistem Periodik Unsur-unsur; Tabel konfigurasi elektron gas
Mulia;
Ikatan kimia adalah gaya yang mengikat atom-atom untuk membentuk suatu molekul.
Latar Belakang terjadinya ikatan kimia yaitu atom-atom unsur memiliki kecendeerungan
ingin stabil seperti gas mulia terdekat yang memiliki susunan 8 elektron pada kulit terluar
(oktet), kecuali helium dengan 2 elektron pada kulit terluar (duplet). Untuk memenuhi
hukum oktet, atom-atom unsur cenderung melakukan salah satu dari-dari cara-cara berikut :
a. Melepas elektron.
o Terjadi pada unsur logam yang memiliki energi ionisasi relatif kecil (bersifat
elektropositif)
o Unsuur logam cenderung cenderung melepas elektron valensinya membentuk ion +
x dengan x = nomor golongan utama.
Contoh :
→ ion 11 Na + ( 2 8 ) + 1 e
11Na ( 2 8 1 )
13
Al ( 2 8 3 )
→
ion
13
Al 3 + ( 2 8 )
+ 3e
b. Menerima elektron.
o Dilakukan oleh unsur non logam karena mempunyai afinitas elektron atau
keelektronegatifan yang relatif besar (bersifat elektronegatif)
o Jumlah elektron yang diterima adalah = 8 - x, dengan x = nomor golongan
utama, membentuk ion - x..
Contoh :
+ 2 e → ion 8O 2 - ( 2 8 )
8O(2 6 )
17
Cl ( 2 8 7 ) + 2 e → ion
17
Cl – ( 2 8 8 )
Latihan :
1. Tentukan electrón valensi dan cara untuk mencapai kestabilan dari atom-atom
berikut :
a. Melalui hafalan : Nitrogen ; carbón; kalsium; kalium; magnesium; flourin;
belerang; phosfor; barium; litium.
b. Melalui konfigurasi elektron :
- 16X
- 35Y
- 20Z
- suatu unsur A yang massa atomnya 39 dan neutron dalam intinya 20.
12
1. Ikatan Ion.
Ikatan ion teerbentuk akibat gaya elektrostatis antar ion yang berlawanan muatan
sebagai akibat serah terima elektron dari suatu atom ke atom lain. Ikatan ion dapat
terbentuk antara unsur logam dan unsur non logam.
Proses Pembentukan Ikatan Ion.
Contoh :
 Pembentukan senyawa MgCl2 (magnesium klorida).
Melalui hafalan,
Mg (golongan IIa) , merupakan unsur logam.
Cl (golongan VIIA), non logam.
Jawab :
Proses :
Mg
→ Mg2+ + 2 e
2 x (Cl + e
→ Cl - )
_______________________________________
Mg + 2 Cl → Mg 2 + + 2 Cl

-
+
→ MgCl2
Atom X mempunyai 20 proton dan 20 neutron berikatan dengan atom Y
yang mempunyai nomor massa 19 dan 10 neutron. Tentukan rumus
senyawaa iion yang terbentuk.
Jawab :
2+
X (2 8 8 2) →
( 2 8 8 ) + 2e
20 X
→
2x
9Y(2 7) + e
9 Y (2 8)
___________________________________________ +
X + 2Y
→
X 2+ + 2 Y - →
XY2
20
Beberapa Sifat Senyawa Ion :
c.
d.
e.
f.
Merrupakan zat padat dengan titik leleh dan titik didih yang relatif tinggi.
Rapuh, hancur jika dipukul.
Lelehannya menghantarkan listrik.
Larutannya dalam air dapat menghantarkan listrik.
Latihan :
1. Tentukan proses terbentuknya senyawa ion berikut :
MgCl2 ; K2S ; AlF3
2. Ramalkan rumus senyawa ion dari pasangan unsur-unsur berikut :
Mg dengan Br ; Ca dengan N.
13
2. Ikatan Kovaleen Normal.
Ikatan kovalen adalah ikatan antara dan buah atom atau lebih yang didasarkan pada
pemakaian elektron valensi secara bersama. Hal ini bertujuan agar susunan
elektronnya mengikuti atutan oktet atau duplet. Biasanya ikatan kovalen terjadi
pada sesama unsur non logam, atom-atom sejenis atau antar atom yang perbedaan
elektronegativitasnya tidak terlalu besar.
Untuk memudahkan dalam melukiskan ikatan kovalen, atom-atom yang akan
berikatan dapat digambarkan dengan rumus Lewis menggunakan simbul yang
berupa titik ( • ) ataii silang (x) untuk mewakili elektron valensi.
Contoh Rumus Lewis Atom :
x
C elektron valensi 4 , x C
x
x
xx
N elektron valensi 5 , x
N
x
x
JENIS – JENIS IKATAN KOVALEN NORMAL
a. Ikatan Kovalen Tunggal.
Ikatan kovalen yang terjadi karena penggunaan besama satu pasang elektron
oleh kedua atom yang berikatan, dan digambarkakn dengan satu garis lurus ( - )
Contoh : Ikatan H dengan Cl dalam molekul HCl
Hidrogen, golongan IA, dengan rumus Lewis : H
O
, perlu 1 e agar duplet.
xx
Chlorin, golongan VIIA, dengan rumus Lewis :
x
x
Cl
x
, perlu 1 e agar oktet
xx
Atom H berikatan dengan 1 atom Cl yang masing-masing menyumbangkan 1
elektron.
xx
O
H
X
Cl
X
→ H – Cl
→
X
xx
14
HCl
b. Ikatan Kovalen Rangkap Dua.
Ikatan kovalen yang terjadi karena penggunaan bersama dua pasang elektron
oleh kedua atom yang berikatan, dan digambarkaan dengan dua garis lurus ( ═ )
Contoh : Ikatan C dengan O dalam molekul CO2
o
C (IVA), o C
o
o Perlu 4 e agar oktet.
xx
X
O (VI A), x
O
perlu 2 e agar oktet.
X
x
→O ═ C
═ O
→
CO2
c. Ikatan Kovalen Rangkap Tiga
Adalah ikatan kovalen yang terjadi karena penggunaan bersama tiga pasang
elektron oleh ke dua atom yang berikatan, dan digambarkan dengan 3 garis lurus
(≡)
Contoh : Ikatan antara atom N dengan atom N yang lain dalam molekul N2
xx
N (VA) ,
X
x
O
X
x
3. Ikatan Kovalen Koordinasi (→ )
Ikatan Kovalen dimana pasangan elektron yang digunakan bersama berasal dari
salah satu atom. Pasangan elektron koordinasi digambarkan dengan anak panah
kecil yang menuju pada atom yang menerima pasangan elektron.
→A→B
15
A sebagai donor elektron bebas kepada atom B
PEB
Contoh molekul HNO3
o
H ( IA )
oo
o
N
o ( VA )
Perlu 3 e agar oktet
o
xx
x
Perlu 1 e agar duplet
O
x
x
x
( VIA )
Perlu 2 e agar oktet
→H–O–N=O

O
Terdapat 2 Ikatan kovalen tunggal
Terdapat 1 Ikatan kovalen Rangkap 2
Terdapat 1 Ikatan kovalen Koordinasi
LATIHAN
Tulislah rumus lewis atom rumus lewis molekul dan rumus struktur dari molekul
berikut :
1. SO3
2. H2O
3. CH3NO2
4. HclO3
5. HNO2
6. NCl3
7. PCl3
4. Ikatan Kovalen Polar dan Non Polar.
Ikatan Kovalen Polar.
 Sepasang elektron yang dipakai bersama tertarik leebih kuat ke salah satu
atom.
 Kedua unasur yang berikatan tidak sejenis. Contoh ; HCl; HBr; H2O; NH3
 Atom-atom yang berikatan mempunyai elektronegativitas yang berbeda (tak
sama dengan nol), pasangan elektron akan tertarik ke arah atom yang
mempunyai electronegativitas lebih besar.
16


Contoh : HCl , atom Cl mempunyai elektronegatiivitas yang lebih besar
dari hidrogen, sehingga pasangan elektron ikatan akan tertarik ke arah
klorin. Hal ini akan mengakibatkan terjadinya kutub negatif pada klorin dan
kutub positif pada hidrogen atau membentuk dipol ikatan.
Makin besar perbedaan electronegativitas makin besar sifatkepolarannnya.
Untuk molekul yang memiliki lebih dari 1 jenis atom, untuk meramalkan
kepolaran zat tersebut harus dilihat pula bentuk molekulnya.
Contoh :
F – Be – F : tidak polar, karena bentuk molekulnya lurus sehingga
penyebaran muatannya simetris, walaupun perbedaan elektronegativitas r
yaitu 2,5 (Be = 1,5 ; F = 4,0)
H ─ O, bersudut. Sehingga menyebabkan muatan menjadi tidak simetris
| akibatnya molekul air menjadi molekul polar.
H
Ikatan Kovalen Non Polar.
 Kedua unsur yang berikatan sejenis. Contoh : H2 ; Cl2; N2, CH4; CO2
 Atom-atom yang berikatan mempunyai kemampuan yang sama dalam
menarik pasangan electron pada ikaktan tersebut, sehingga muatan atomatom yang berikatan sailing meniadakan.
Perbedaan antara molekul non polar dengan molekul polar sebagai berikut :
NON POLAR
POLAR
1. Perbedaan elektronegativitas sangat
Kecil atau nol
2. molekulnya siimetris
3. atom pusat tidak punya P E B
4. Tidak terjadi polarisasi
5. tidak dibelokkan medan liistrik
1. Sangat besar, tak sama dengan nol
2.
3.
4.
5.
asimetris
punya P E B
terjadi polarisasi
dibelokkan medan listrik
Sifat-sifat senyawa kovalen sebagai berikut :
a. Sukar larut dalam air dan mudah larut.
b. Titik lebur dan titik didihnya rendah.
c. Pada suhu kkamar berupa zat cair atau gas.
d. Cairan atau larutannya tidak dapat menghantarkan listrik, kecuali senyawa
kovalen polar. Misalnya : HF; HCl; HBr; HI. Bila dilarutkan dalam air.
e. Pada umumnya lunak.
f. Penghantar panas yang buruk.
17
5. Ikatan Logam.
 Ikatan logam adalah ikatn antar atom dalam suatu unsur logam dengan
menggunakan interaksi antar elektron valensi
 Unsur logam mempunyaii kecenderungan untuk menjadi ion positif karena
energi potensial ionisasi yang rendah dan mempunyai elektron valensi sedikit
Ketika atom – atom logam yang bermuatan positif ini saling berdekatan,
elektron valensinya akan terdelokalisasi membentuk ”Lautan Elektron” disekitar
ion –ion positif. Lautan Elektron bertindak sebagai perekat atom – atom logam.
Hal ini berakibat bahwa lautan elektron dalam atom – atom logam bebas
bergerak dari atom yang satu ke atom lainnya untuk membentuk suatu ikatan
yang disebut dengan ikatan logam. Kekuatan ikatan logam bergantung pada
banyaknya elekktron valensi yang terdapat pada atom logam tersebut. Ikatan
logam termasukk kuat, sehingga kebanyakan logam mempunyai titik didih dan
titik lebur yang relatif tinggi dan dapat menghantarkan arus listrik.
18
MODUL 3
TATA NAMA SENYAWA
DAN PERSAMAAN REAKSI KIMIA
A. Rumus kimia dan bilangan oksidasi
1. Rumus Kimia
Rumus kimia menyatakan jenis dan jumlah atom dengan komposisi tertentu untuk
setiap molekul.
a. Rumus Molekul
Rumus molekul adalah rumus yang menyatakan jenis dan jumlah atom yang
membentuk molekul senyawa tersebut.
Rumus molekul digolongkan menjadi 2 :
 Rumus Molekul Unsur
Adalah gabungan atom – atom yang sama yang membentuk molekul
Berdasarkan jumlah atom yang bergabung molekul unsur dibagi menjadi 2 :
a.1. Molekul Diatomik
Molekul yang terbentuk dari 2 atom yang sama
Rumus molekul diatomik :
H2
Hidrogen
N2
Nitrogen
Semuanya dalam
O2
Oksigen
wujud gas
F2
Fluor
Cl2
Klor
Br2
Brom
I2
Iodin
a.2. Molekul Poliatomik
Molekul yang terbentuk dari lebih dari 2 atom yang sama
o Triatomiik : O3
o Tetraatomik : P4 ( Fosfor ), Sb4 ( Antimon), As4 ( Arsen)
o Oktaatomik : S8 ( Belerang )
 Rumus Molekul Senyawa
Yaitu rumus molekul yang tersusun atas 2 atau lebih atom yang berbeda
Contoh :
C6H12O6 Terdiri dari C =6; H = 12; O = 6 Jumlah atom =24
Untuk menyatakan jumlah unsur atau molekul, digunakan koefisien berupa
angka yang mendahului humus nimia.
Contoh
4 Fe
Artinya 4 atom besi
3 O2
Artinya 3 molekul oksigen
2 P4
Artinya 2 molekul fosforus
3 CO2
Artinya 3 molekul karbon dioksida
19

Berapa jumlah seluruh atom dalam :
5 Molekul Fe2(SO4)3
5 Molekul Fe2(SO4)3 Tersusun atas :
Atom Fe = 5 x 2
= 10
Atom S = 5 x 1 x 3 = 15
Atom O = 5 x 4 x 3 = 60
Jumlah atom 85
2 Molekul CuSO4 . 5 H2O
2 Molekul CuSO4 . 5 H2O Tersusun atas :
Atom Cu = 2 x 1
=2
Atom S = 2 x 1
=2
Atom O = (2 x 4)+(2x5x 1)
= 18
Atom H = 2 x 5 x 2
= 20
Jumlah atom
42
b. Rumus Empiris
Rumus empiris menyatakan perbandingan paling sederhana dari jumlah atom
penyusu suatu molekul.
Perbandingan jumlah atom C, H, O
Dalam C6H12O6 = 6 : 12 : 6 = 1 : 6 : 1
Jadi Rumus Empiris : CH2O
Contoh
Rumus Molekul
H2SO4
C4H8
CH3COOH = C2H4O2
Rumus Empiris
H2SO4
CH2
CH2O
2. Bilangan Oksidasi (b.o = biloks )
Bilangan oksidasi atau tingkat oksidasi adalah nilai muatan atom dalam
pembentukan suatu molekul atau ion, yang dapat berharga positf atau negatif.
Ketentuan umum dalam penetapan biloks
a. Biloks Unsur bebas adalah nol
Contoh : Fe, C, O2, P4, S8, dll
b. Biloks unsur logam selalu positif dengan harga sesuai nomor gologannya
+ 1 : Li, Na; K, Rb, Cs, Fr
+ 2 : Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra
+ 3 : Al
c. Biloks atom H = +1
Kecuali dalam hidrida , H = -1
d. Biloks atom O = -2
Kecuali :
- dalam OF2, O = + 2
20
- dalam H2O2 (Peroksida), O = -1
- dalam KO2 (Superoksida), O = - 1/2
e. Jumlah biloks atom –atom penyusun suatu ion sama dengan muatan ion
tersebut.
Biloks S dalam S- 2 = -2
Fe dalam Fe+3 = + 3
Berapa biloks P dalam ion :
o PO33 – . biloks O = - 2
P = .......
P + 3 . biloks O = - 3
P + 3(-2)
= -3
P -6 = - 3
P = +3
Jadi, biloks P = + 3
o PO43- , biloks O = - 2
P = .....
P + 4 . biloks O = - 3
P + 4 ( -2) = -3
P -8 = -3
P = + 5
Jadi, biloks P = + 5
f. Jumlah biloks unsur-unsur pembentuk senyawa netral sama dengan nol.
Contoh :
Tentukan biloks unsur yang digaris bawahi :
o KClO4 , biloks K = + 1
O=-2
Cl = ......
K + Cl + 4 ( O ) = 0
+ 1 + Cl + 4 ( -2 ) = 0
+ 1 + Cl - 8 = 0
Cl - 7 = 0
Cl = + 7
Jadi, biloks Cl = + 7
o Na 2 S2 O7 , biloks Na = + 1
21
O = -2
S = ......
2 . Na + 2 . S + 7 . O = 0
2. (+1) + 2.S + 7. ( -2) = 0
+ 2 + 2 . S - 14 = 0
2 . S - 12 = 0
2.S = + 12
S = + 6
Jadi, biloks S = + 6
B. Penulisan rumus kimia dan senyawa biner
Sebelum menuliskan rumus kimia, sebagian besar biloks ion monoatom dan poliatom
harus dihafal , sebagai berikut :
LAMBANG DAN NAMA ION
LAMBANG
KATION
H+
Li+
Na+
K+
Rb+
Cs+
Fr+
Be2+
Mg2+
Ca2+
Sr2+
Ba2+
Ra2+
Al3+
Ag+
Zn2+
Mn2+
Ni2+
Cr3+
Cu+
Cu2+
Hg+
Hg2+
NAMA KATION
Ion hidrogen
Ion litium
Ion natrium
Ion kalium
Ion rubidium
Ion sesium
Ion fransium
Ion berilium
Ion magnesium
Ion kalsium
Ion stronsium
Ion barium
Ion radium
Ion aluminium
Ion perak
Ion seng
Ion mangan
Ion nikel
Ion krom
Ion tembaga (I)
Ion tembaga (II)
Ion raksa (I)
Ion raksa (II)
LAMBANG
ANION
4C
N3P3O2S2FClBrINO2NO3CO32SiO32SO32SO42AsO33AsO43SbO33SbO43MnO4MnO42CNCH3COO-
22
NAMA ANION
Ion karbon
Ion nitrogen
Ion phosfor
Ion oksigen
Ion belerang
Ion flourin
Ion klorin
Ion bromin
Ion iodin
Ion nitrit
Ion nitrat
Ion karbonat
Ion silikat
Ion sulfit
Ion sulfat
Ion arsenit
Ion arsenat
Ion antimonit
Ion antimonat
Ion permanganat
Ion manganat
Ion sianida
Ion asetat
Au+
Au3+
Fe2+
Fe3+
Co2+
Co3+
Sn2+
Sn4+
Pb2+
Pb4+
NH4+
CrO42Cr2O72C2O42S2O32OHClOClO2ClO3ClO4BO33 PO33PO43-
Ion emas (I)
Ion emas (III)
Ion besi (II)
Ion besi (III)
Ion kobalt (II)
Ion kobalt (III)
Ion timah (II)
Ion timah(IV)
Ion timbal (II)
Ion timbal (IV)
Ion amonium
Ion kromat
Ion dikromat
Ion oksalat
Ion tiosulfat
Ion hidroksil
Ion hipoklorit
Ion klorit
Ion klorat
Ion perklorat
Ion borat
Ion posfit
Ion posfat
Contoh penulisan rumus kimia :
 Kation Al 3 + ,
Anion O 2 - ,
+++ +++ ,
-- -- -- ,
Al Al
O O O
Rumus kimia : Al2O3
Nama senyawa : aluminium oksida.
 Kation Ba 2 + , ++ ,
Anion Cl - , - - ,
Ba
Cl Cl
Rumus kimia : Ba Cl2
Nama senyawa : Barium klorida
C. Tata nama senyawa biner dan poliatomik
1.
Tata Nama Senyawa Biner.
Senyawa biner adalah senyawa kimia yang hanya terbentuk dari dua unsure.
Unsur yang membentuk tersebut dapat terdiri dari unsur logam dan bukan
logam atau keseluruhannya merupakan unsure bukan bukan logam.
a.
LOGAM dengan
biloks 1 macam
Bukan LOGAM
NaCl
= Natrium klorida
Al2O3 = Aluminium oksida
MgBr3 = Magnesium bromide
LOGAM dengan lebih
dari 1 macam biloks
FeCl2 = besi (II) klorida
Bukan LOGAM
23
FeCl3
CuI
= besi (III) klorida
= Tembaga (I) iodide
 Harga biloksnya ditunjukkan memakai angka romawi.
b.
BUKAN LOGAM
BUKAN LOGAM
Cara 1 :
Nama non logam yang memiliki biloks positif dituliskan lebih dahulu. Biloks
ditulis dengan menggunakan angka romawi dalam tanda kurung, kemudian
diikuti dengan nama non logam yang memiliki biloks negative dengan
menambahkan akhiran ida.
Contoh : N2O
= nitrogen (I) oksida
N2O3 = nitrogen (V) oksida
Cara 2 :
Jumlah unsure yang ditunjukkan dengan angka indeks dinyatakan dalam bahasa
yunani sebagai berikut :
1
2
3
4
5
=
=
=
=
=
mono
di
tri
tetra
penta
6
7
8
9
10
=
=
=
=
=
heksa
hepta
okta
nona
deka
Nama unsure non logam kedua diberi akhiran ida.
Contoh :
N2O
NO
CO2
= dinitrogen monoksida
= nitrogen monoksida
= karbondioksida
 Awalan mono hanya berlaku untuk unsur non logam yang terletak
dibelakang.
 Senyawa biner yang punya nama khusus :
HCl = asam klorida
H2S = asam sulfide
H2O = air
H2O2 = asam peroksida
CH4 = metana
NH3 = ammonia
2.
Tata Nama Senyawa Poliatom.
Nama kation disebut terlebih dahulu, diikuti nama anion.
24
Contoh :
K2SO4
K2SO3
Ca3(PO4)2
Al(NO3)3
3.
=
=
=
=
Kalium sulfat
Kalium sulfite
Kalsium posfat
Aluminium nitrat
Tata Nama Asam dan Basa
a. Tata nama Asam
Asam merupakan kelompok senyawa penting yang mengandung atom H.
Senyawa asam dapat melepaskan ion hydrogen (H+) ketika dilarutkan dalam
air..
o Senyawa asam biner.
Senyawa yang terbentuk karena penggabungan H dengan atom-atom non
logam lainnya.
Missal :
H2S = asam sulfida = asam hidrosulfida
HCl = asam klorida = asam hidroklorida.
o Senyawa asam poliatomik
Senyawa yang terbentuk karena penggabungan H dengan ion-ion poliatomik
non logam lainnya.
Senyawa yang terbentuk dari reaksi oksida asam dengan air.
N2O5 + H2O
SO3 + H2O
P2O5 + 3 H2O
→ 2 HNO3
→
H2SO4
→ 2 H3PO4
Contoh penamaan :
HNO2
= Asam nitrit
HNO3
= Asam nitrat
H2SO3
= Asam sulfit
H2SO4
= Asam sulfat
b. Tata Nama Basa
Senyawa basa adalah senyawa poliatom yang terbentuk dari oksida logam
(oksida basa) dengan air.
Na2O + H2O
K2O + H2O
CaO + H2O
→
→
→
2 NaOH
2 KOH
Ca(OH)2
25
Senyawa basa sebagai zat yang menghasilkan ion hidroksida (OH -) ketika
dilarutkan dalam air.
Rumus Umum Basa :
L (OH)X
X = biloks unsur Logam
L = Unsur logam
Penamaan senyawa basa, yaitu dengan cara menyebut nama logamnya, diikuti
dengan basa hidroksida.
KOH
Ca(OH)2
Al(OH)3
NH4OH
=
=
=
=
Kalium hidroksida
Kalsium hidroksida
Aluminium hidroksida
Amonium hidroksida
D. Persamaan reaksi
26