Catatan: Molekul/atom/zat akan diam tak

A. STRUKTUR ATOM
Struktur atom merupakan satuan dasar materi yang terdiri dari inti atom beserta awan
elektron bermuatan negatif yang mengelilinginya.[1] Inti atom mengandung campuran proton
yang bermuatan positif dan neutron yang bermuatan netral (terkecuali pada Hidrogen-1 yang
tidak memiliki neutron). Elektron-elektron pada sebuah atom terikat pada inti atom oleh gaya
elektromagnetik. Demikian pula sekumpulan atom dapat berikatan satu sama lainnya membentuk
sebuah molekul. Atom yang mengandung jumlah proton dan elektron yang sama bersifat netral,
sedangkan yang mengandung jumlah proton dan elektron yang berbeda bersifat positif atau
negatif dan merupakan ion. Atom dikelompokkan berdasarkan jumlah proton dan neutron pada
inti atom tersebut. Jumlah proton pada atom menentukan unsur kimia atom tersebut, dan jumlah
neutron menentukan isotop unsur tersebut.
Istilah atom berasal dari Bahasa Yunani, yang berarti tidak dapat dipotong ataupun
sesuatu yang tidak dapat dibagi-bagi lagi. Konsep atom sebagai komponen yang tak dapat
dibagi-bagi lagi pertama kali diajukan oleh para filsuf India dan Yunani. Pada abad ke-17 dan
ke-18, para kimiawan meletakkan dasar-dasar pemikiran ini dengan menunjukkan bahwa zat-zat
tertentu tidak dapat dibagi-bagi lebih jauh lagi menggunakan metode-metode kimia. Selama
akhir abad ke-19 dan awal abad ke-20, para fisikawan berhasil menemukan struktur dan
komponen-komponen subatom di dalam atom, membuktikan bahwa 'atom' tidaklah tak dapat
dibagi-bagi lagi.[2] Prinsip-prinsip mekanika kuantum yang digunakan para fisikawan kemudian
berhasil memodelkan atom. [3]
Relatif terhadap pengamatan sehari-hari, atom merupakan objek yang sangat kecil
dengan massa yang sama kecilnya pula. Atom hanya dapat dipantau menggunakan peralatan
khusus seperti mikroskop penerowongan payaran. Lebih dari 99,9% massa atom berpusat pada
inti atom, dengan proton dan neutron yang bermassa hampir sama. Setiap unsur paling tidak
memiliki satu isotop dengan inti yang tidak stabil yang dapat mengalami peluruhan radioaktif.
Hal ini dapat mengakibatkan transmutasi yang mengubah jumlah proton dan neutron pada inti.
Elektron yang terikat pada atom mengandung sejumlah aras energi, ataupun orbital, yang stabil
dan dapat mengalami transisi di antara aras tersebut dengan menyerap ataupun memancarkan
foton yang sesuai dengan perbedaan energi antara aras. Elektron pada atom menentukan sifatsifat kimiawi sebuah unsur dan mempengaruhi sifat-sifat magnetis atom tersebut.
1. Perkembangan Model Atom
Seorang filsuf Yunani yang bernama Democritus berpendapat bahwa jika suatu benda
dibelah terus menerus, maka pada saat tertentu akan didapat akan didapat bagian yang tidak
dapat dibelah lagi. Bagian seperti ini oleh Democritus disebut atom.[5] Istilah atom berasal dari
bahasa yunani “a” yang artinya tidak, sedangkan “tomos” yang artinya dibagi. Jadi, atom artinya
tidak dapat dibagi lagi. Pengertian ini kemudian disempurnakan menjadi, atom adalah bagian
terkecil dari suatu unsur yang tidak dapat dibelah lagi namun namun masih memiliki sifat kimia
dan sifat fisika benda asalnya.
Atom dilambangkan dengan ZXA , dimana A = nomor massa (menunjukkan massa atom,
merupakan jumlah proton dan neutron), Z = nomor atom (menunjukkan jumlah elektron atau
proton). Proton bermuatan positif, neutron tidak bermuatan (netral), dan elektron bermuatan
negatif. Massa proton = massa neutron = 1.800 kali massa elektron. .Atom-atom yang memiliki
nomor atom sama dan nomor massa berbeda disebut isotop, atom-atom yang memiliki nomor
massa sama dan nomor atom berbeda dinamakan isobar, atom-atom yang memiliiki jumlah
neutron yang sama dinamakan isoton. [6]
2. Macam-macam Model Atom
a) Model Atom John Dalton
Pada tahun 1808, John Dalton adalah seorang guru di Inggris yang melakukan
perenungan tentang atom. Hasil perenungan Dalton menyempurnakan teori atom Democritus.
Bayangan Dalton dan Democritus adalah bahwa benda itu berbentuk pejal.
[7]
. Dalam
perenungannya Dalton mengemukakan postulatnya tentang atom.
a) Setiap unsur terdiri dari partikel yang sangat keci yang dinamakan dengan atom
b) Atom dari unsur yang sama memiliiki sifat yang sama
c) Atom dari unsur berbeda memiliki sifat yang berbeda pula
d) Atom dari suatu unsur tidak dapat diubah menjadi atom unsur lain dengan reaksi kimia,
atom tidak dapat dimusnahkan dan atom juga tidak dapat dihancurkan
e) Atom-atom dapat bergabung membentuk gabungan atom yang disebut molekul
f) Dalam senyawa, perbandingan massa masing-masing unsur adalah tetap
Kelebihan model atom Dalton:

Mulai membangkitkan minat terhadap penelitian mengenai model atom.
Kelemahan model atom John Dalton :

Teori atom Dalton tidak dapat menerangkan suatu larutan dapat menghantarkan arus
listrik. Bagaimana mungkin bola pejal dapat menghantarkan arus listrik? padahal listrik
adalah elektron yang bergerak. Berarti ada partikel lain yang dapat menghantarkan arus
listrik. [8]
b) Model Atom J.J. Thomson
Pada tahun 1897, J.J Thomson mengamati elektron.[9] Dia menemukan bahwa semua
atom berisi elektron yang bermuatan negatif.[10] Dikarenakan atom bermuatan netral, maka setiap
atom harus berisikan partikel bermuatan positif agar dapat menyeimbangkan muatan negatif dari
elektron.[11]
1) Kelebihan model atom Thomson
Membuktikan adanya partikel lain yang bermuatan negatif dalam atom. Berarti atom
bukan merupakan bagian terkecil dari suatu unsur.
2) Kelemahan model atom Thomson
Model Thomson ini tidak dapat menjelaskan susunan muatan positif dan negatif dalam
bola atom tersebut.
c) Model Atom Rutherford
Model atom Rutherford
Rutherford melakukan penelitian tentang hamburan sinar α pada lempeng emas. Hasil
pengamatan tersebut dikembangkan dalam hipotesis model atom Rutherford.
a. Sebagian besar dari atom merupakan permukaan kosong.
b. Atom memiliki inti atom bermuatan positif yang merupakan pusat massa atom.
c. Elektron bergerak mengelilingi inti dengan kecepatan yanga sangat tinggi.
d. Sebagian besar partikel α lewat tanpa mengalami pembelokkan/hambatan. Sebagian kecil
dibelokkan, dan sedikit sekali yang dipantulkan.
Kelemahan Model Atom Rutherford
a. Menurut hukum fisika klasik, elektron yang bergerak mengelilingi inti memancarkan
energi dalam bentuk gelombang elektromagnetik. Akibatnya, lama-kelamaan elektron itu
akan kehabisan energi dan akhirnya menempel pada inti.
b. Model atom rutherford ini belum mampu menjelaskan dimana letak elektron dan cara
rotasinya terhadap ini atom.
c. Elektron memancarkan energi ketika bergerak, sehingga energi atom menjadi tidak stabil.
d. Tidak dapat menjelaskan spektrum garis pada atom hidrogen (H).
d) Model Atom Niels Bohr
Model Atom Neils Bohr
Pada tahun 1913, Niels Bohr mengemukakan pendapatnya bahwa elektron bergerak
mengelilingi inti atom pada lintasan-lintasan tertentu yang disebut kulit atom.
Bohr merupakan penyempurnaan dari model atom Rutherford.
[12]
Model atom
Kelemahan teori atom Rutherford diperbaiki oleh Neils Bohr dengan postulat bohr :
a. Elektron-elektron yang mengelilingi inti mempunyai lintasan dan energi tertentu.
b. Dalam orbital tertentu, energi elektron adalah tetap. Elektron akan menyerap energi jika
berpindah ke orbit yang lebih luar dan akan membebaskan energi jika berpindah ke orbit
yang lebih dalam
Kelebihan model atom Bohr

Atom terdiri dari beberapa kulit untuk tempat berpindahnya elektron.
Kelemahan model atom Bohr

Tidak dapat menjelaskan efek Zeeman dan efek Strack.

Tidak dapat menerangkan kejadian-kejadian dalam ikatan kimia dengan baik, pengaruh
medan magnet terhadap atom-atom, dan spektrum atom yang berelektron lebih banyak.
B. BENTUK MOLEKUL
1. Teori Domain Elektron (TDE)
 Bentuk molekul tergantung pada susunan ruang pasangan elektron ikatan (PEI
dan pasangan elektron bebas (PEB) atom pusat dalam molekul. Dapat dijelaskan
dengan teori tolakan pasangan elektron kulit valensi atau teori VSEPR (Valence
Shell Electron Pair Repultion)
 Molekul kovalen terdapat pasangan-pasangan elektron baik PEI maupun PEB.
Karena pasangan-pasangan elektron mempunyai muatan sejenis, maka tolakmenolak antarpasangan elektron. Tolakan (PEB – PEB) > tolakan (PEB – PEI) >
tolakan (PEI – PEI)
 Adanya
gaya
tolak-menolak
menyebabkan
atom-atom
yang
berikatan
membentuk struktur ruang yang tertentu dari suatu molekul dengan demikian
bentuk molekul dipengaruhi oleh banyaknya PEI maupun PEB yang dimiliki pada
atom pusat.
 Bentuk
molekul
ditentukan
oleh
pasangan
elektron
ikatannya
Contoh molekul CH4 memiliki 4 PEI
2. Rumus Tipe Molekul
1)
Atom pusat dilambangkan dengan A
2)
Domain elektron ikatan dilambangkan dengan X
3)
Domain elektron bebas dinyatakan dengan E
Tabel Bentuk Molekul Berdasarkan PEI dan PEB
Jumlah
Jumlah
Pasangan
Pasangan
Rumus
Bentuk Molekul
Contoh
Elektron Ikatan Elektron
(AXnEm)
(X)
Bebas (E)
2
0
AX2
Linear
CO2
3
0
AX3
Trigonal planar
BCl3
2
1
AX2E
Bengkok
SO2
4
0
AX4
Tetrahedron
CH4
3
1
AX3E
Piramida trigonal
NH3
2
2
AX2E2
Planar bentuk V
H2O
5
0
AX5
Bipiramida trigonal
PCl5
4
1
AX4E
Bipiramida trigonal
SF4
3
2
AX3E2
Planar bentuk T
IF3
2
3
AX2E3
Linear
XeF2
6
0
AX6
Oktahedron
SF6
5
1
AX5E
Piramida sisiempat
IF5
4
2
AX4E2
Sisiempat datar
XeF4
Dengan menggunakan teori VSEPR maka kita dapat meramalkan bentuk geometri suatu
molekul. Dalam artikel ini maka akan di contohkan menentukan bentuk geometri molekul XeF2,
XeF4, dan XeF6.
Diantara molekul-molekul tersebut ada yang memiliki pasangan elektron bebas dan ada yang
tidak, jadi molekul-molekul tersebut adalah contoh yang bagus untuk lebih memahami teori
VSEPR.
Pertama kita harus mementukan struktur lewis masing-masing molekul. Xe memiliki jumlah
elektron valensi 8 sedangkan F elektron valensinya adalah 7. (lihat gambar dibawah)
Struktur Lewis XeF2 seperti gambar sebelah kiri, dua elektron Xe masing-masing diapakai untuk
berikatan secara kovalen dengan 2 atom F sehingga meninggalkan 3 pasangan elektron bebas
pada atom pusat Xe. Hal yang sama terjadi pada molekul XeF4 dimana 4 elektron Xe dipakai
untuk berikatan dengan 4 elektron dari 4 atom F, sehingga meninggalkan 2 pasangan elektron
bebas pada atom pusat Xe.
Lihat gambar disamping –> XeF2 memiliki 2 pasangan elekktron terikat (PET) dan 3 pasangan
elektron bebas (PEB) jadi total ada 5 pasangan elektron yang terdapat pada XeF2, hal ini
menandakan bahwa geometri molekul atau kerangka dasar molekul XeF2 adalah trigonal
bipiramid. Karena terdapat 3 PEB maka PEB ini masing masing akan menempati posisi
ekuatorial pada kerangka trigonal bipiramid, sedangkan PET akan menempati posisi aksial yaitu
pada bagian atas dan bawah.
Posisi inilah posisi yang stabil apabila terdapat
atom dengan 2 PET dan 3 PEB sehingga menghasilkan bentuk molekul linear. Jadi bentul
molekul XeF2 adalah linier. (lihat gambar disebelah ini).
Pada gambar disamping –> strutur lewis XeF4
memiliki 4 pasangan elekktron terikat (PET) dan 2 pasangan elektron bebas (PEB) jadi total ada
6 pasangan elektron yang terdapat pada XeF4, hal ini menandakan bahwa geometri molekul atau
kerangka dasar molekul XeF4 adalah oktahedral. Karena terdapat 2 PEB maka PEB ini masing
masing akan menempati posisi aksial pada kerangka oktahedral, sedangkan PET akan menempati
posisi ekuatorial. Posisi inilah posisi yang stabil apabila terdapat atom dengan 4 PET dan 2 PEB
sehingga menghasilkan bentuk molekul yang disebut segiempat planar. Jadi bentul molekul
XeF2 adalah segiempat planar. Bentuk molekul akan sama dengan susunan ruang elektron yang
ada pada atom pusat jika tidak pasangan elektron bebas.
Perhatikan Gambar Bentuk Molekul di bawah ini !
X = atom pusat
E = pasangan elektron bebas
http://esdikimia.wordpress.com/2010/08/14/bentuk-molekul/
Dalam bentuk molekul dikenal adanya teori ikatan valensi. Teori ini menyatakan bahwa ikatan
antar atom terjadi dengan cara saling bertindihan dari orbital-orbital atom. Elektron dalam orbital
yang tumpang tindih harus mempunyai bilangan kuantum spin yang berlawanan.
Pertindihan antara dua sub kulit s tidak kuat, oleh karena distribusi muatan yang berbentuk bola,
oleh sebab itu pada umumnya ikatan s - s relatif lemah.
Sub kulit "p" dapat bertindih dengan sub kulit "s" atau sub kulit "p" lainnya, ikatannya relatif
lebih kuat, hal ini dikarenakan sub kulit "p" terkonsentrasi pada arah tertentu.
Contoh:
- konfigurasi atom H : 1s1
a. Molekul HF:
- konfigurasi atom F: 1s2 2s2 2Px2 2py2 2pz1
Tumpang tindih terjadi antara sub kulit 1s dari atom H dengan orbital 2pz dari aton, F.
Pertindihan demikian disebut pertindihan sp.
- konfigurasi atom H : 1s1
b. Molekul H2O:
- konfigurasi atom O: 1s2 2s2 2Px2 2py1 2pz1
Dalam atom O terdapat 2 elektron dalam keadaan yang tidak berpasangan (orbital 2py dan
2pz), masing-masing orbital ini akan bertindihan dengan orbital 1s dari 2 atom H. Kedudukan
orbital-orbital p saling tegak lurus, diharapkan sudut ikatannya sebesar 90o, tetapi karena
adanya pengaruh pasangan elektron 2px, maka kedua ikatan tersebut akan tertolak dan
membentuk sebesar 104.5o.
- konfigurasi atom H: 1s1
c. Molekul CH4
- konfigurasi atom C: 1s2 2s2 2Px1 2py1 2pz0
Untuk mengikat 4 atom H menjadi CH4, maka 1 elektron dari orbital 2s akan dipromosikan
ke orbital 2pz, sehingga konfigurasi elektron atom C menjadi: 1s1 2s1 2px1 2py1 2pz1 . Orbital
2s mempunyai bentuk yang berbeda dengan ketiga orbital 2p, akan tetapi ternyata kedudukan
keempat ikatan C-H dalam CH4 adalah sama. Hal ini terjadi karena pada saat orbital 2s, 2px,
2py dan 2pz menerima 4 elektron dari 4 atom H, keempat orbital ini berubah bentuknya
sedemikian sehingga mempunyai kedudukan yang sama. Peristiwa ini disebut "hibridisasi".
Karena perubahan yang terjadi adalah 1 orbital 2s dan 3 orbital 2p, maka disebut hibridisasi
sp3. Bentuk molekul dari ikatan hibrida sp3 adalah tetrahedron.
BEBERAPA BENTUK GEOMETRI IKATAN, ANTARA LAIN :
Jumlah ikatan
Jenis ikatan
Bentuk geometrik
maksimum
sp
2
Linier
sp2
3
Segitiga datar
sp3
4
Tetrahedron
3
dsp
5
Trigonal bipiramid
2
2
sp d ; dsp
4
Segiempat datar
s 3
3 2
d2 p ; sp d
6
Oktahedron
Bentuk Molekul (A = atom pusat, X = pasangan elektron ikatan, E = pasangan elektron bebas)
gambar dari http://www.chemmybear.com/shapes.html
AX6
AX5
AX4
AX3
AX2
AX5E
0—0
AX4E
AX3E
AX3E
AXE
AX4E2
0—0
AX3E2
AX2E2
AXE2
0–0linear
AX3E3
AX2E3
bentuk “T”
AXE3
0–0 linear
AX2E4
AX4E
AXE5
linear
linear
linear
C. Gaya Antar Molekul
Gaya antar molekul adalah gaya tarik-menarik antar molekul yang saling berdekatan. Gaya antar
molekul berbeda dengan ikatan kimia. Ikatan kimia, seperti ikatan ionik, kovalen, dan logam,
semuanya adalah ikatan antar atom dalam membentuk molekul. Sedangkan gaya antar molekul
adalah gaya tarik antar molekul. Kita akan mempelajari tiga macam gaya antar molekul, yaitu:
 Gaya Van der Waals
 Ikatan Hidrogen
 Gaya London
Agar dapat memahami gaya antar molekul dengan baik. kita harus memahami terlebih dahulu
tentang apa yang dimaksud dengan dipol dalam suatu molekul.
Dipol
Dipol adalah singkatan dari di polar, yang artinya dua kutub. Senyawa yang memiliki dipol
adalah senyawa yang memiliki kutub positif (δ+) di satu sisi, dan kutub negatif (δ-) di sisi yang
lain. Senyawa yang memiliki dipol biasa disebut sebagai senyawa polar. Senyawa polar
terbentuk melalui ikatan kovalen polar. Perlu diperhatikan bahwa dipol berbeda dengan ion.
Kekuatan listrik yang dimiliki dipol lebih lemah dibanding kekuatan listrik ion. Kita pasti ingat,
bahwa ion terdapat pada senyawa ionik, dimana molekul terbagi menjadi dua , yaitu ion
positif/kation (+) dan ion negatif/anion (-).
Untuk memahami perbedaan antara ion dan dipol, mari kita perhatikan gambar berikut:
Dari gambar di atas dapat dilihat bahwa pada senyawa ion, molekul terbagi (bisa juga dikatakan
terbelah) menjadi dua bagian. Jadi ion positif dan ion negatif sebenarnya terpisah. Mereka
bersatu hanya karena adanya gaya tarik-menarik antar ion positif dan negatif (gaya coulomb).
Pada senyawa polar, tidak terjadi pemisahan. Molekul merupakan satu kesatuan. Hanya saja
pada satu sisi/tepi terdapat kutub positif (δ+) dan di sisi/tepi yang lain terdapat kutub negatif (δ-).
Untuk senyawa non polar, sama sekali tidak ada muatan listrik yang terkandung.
Untuk mempelajari bagaimana dipol terbentuk, silakan tengok kembali materi ikatan kovalen
polar di kelas X.
Gaya Van der Waals
(Gaya tarik antara dipol-dipol)
Gaya Van der Waals merupakan gaya tarik antar dipol pada molekul polar. Molekul polar
memiliki ujung-ujung yang muatannya berlawanan. Ketika dikumpulkan, maka molekul polar
akan mengatur dirinya (membentuk formasi) sedemikian hingga ujung yang bermuatan positif
akan berdekatan dengan ujung yang bermuata negatif dari molekul lain. tapi tentu saja
formasinya tidak statis/tetap, kenapa? Karena sebenarnya molekul selalu bergerak dan
bertumbukan/tabrakan.
Catatan:
Molekul/atom/zat akan diam tak bergerak jika energi kinetiknya = 0 (nol). Keadaan ini disebut
keadaan diam mutlak, dicapai jika benda berada pada suhu 00K (-2730C)
Untuk jelasnya, bisa dilihat pada gambar berikut:
Gaya Van der Waals diperlihatkan dengan garis merah (putus-putus). Kekuatan gaya tarik antara
dipol ini biasanya lebih lemah dari kekuatan ikatan ionik atau kovalen (kekuatannya hanya 1%
dari ikatan). Kekuatannya juga akan berkurang dengan cepat bila jarak antar dipol makin besar.
jadi gaya Van der Waaals suatu molekul akan lebih kuat pada fase padat dibanding cair dan gas.
Ikatan Hidrogen
Ikatan hidrogen adalah ikatan yang terjadi antara atom hidrogen pada satu molekul dengan atom
nitrogen (N), oksigen (O), atu fluor (F) pada molekul yang lain. Gaya tarik dipol yang kuat
terjadi antara molekul-molekul tersebut. Gaya tarik antar molekul yang terjadi memiliki kekuatan
5 sampai 10% dari ikatan kovalen. Gambaran ikatan hidrogen dapat dilihat pada gambar berikut:
Ikatan hidrogen diperlihatkan pada garis merah (putus-putus). Meskipun tidak terlalu kuat, ikatan
hidrogen tersebar diseluruh molekul. Inilah sebabnya air (H2O) memiliki titik didih yang relatif
lebih tinggi bila dibandingkan dengan senyawa lain dengan berat molekul (Mr) yang hampir
sama. Sebut misalnya CO2 (Mr=48) dalam suhu kamar sudah berwujud gas, sedangkan air (H2O)
dengan berat molekul lebih kecil (Mr=18) pada suhu kamar (20 0C) masih berada pada fase cair.
Gaya London
Gaya London merupakan gaya antar dipol sesaat pada molekul non polar. Seperti kita ketahui
molekul non polar seharusnya tidak mempunyai kutub/polar (sesuai dengan namanya). Namun,
karena adanya pergerakan elektron mengelilingi atom/molekul, maka ada saat-saat tertentu
dimana elektron akan "berkumpul" (terkonsentrasi) di salah satu ujung/tepi molekul, sedang di
tepi yang lain elektronnya "kosong". Hal ini membuat molekul tersebut "tiba-tiba" memiliki
dipol, yang disebut dipol sesaat. Munculnya dipol ini akan menginduksi dipol tetangga
disebelahnya. Ketika elektron bergerak lagi, dipol ini akan hilang kembali. Untuk jelasnya dapat
dilihat pada gambar berikut:
Ketika dipol sesat terjadi, akan timbul pula gaya london (garis biru putis-putus). Ketika dipol
hilang, gaya london pun hilang. Kekuatan Gaya london bergantung pada berbagai faktor:
1. Kerumitan molekul
makin rumit molekul (Mr makin besar), maka gaya london makin kuat.
2. Ukuran molekul
makin besar ukuran molekul, gaya london juga makin kuat. hal ini dikarenakan molekul besar
lebih mudah terpolarisasi, sehingga dipol sesaat lebih mudah terjadi.
Ringkasan
1. Gaya antar molekul adalah gaya tarik antar molekul-molekul yang berdekatan.
2. Gaya antar molekul pada umumnya merupakan gaya tarik listrik statis (elektrostatik)
antara muatan positif (+) dan negatif(-).
3. KIta mengenal tiga jenis gaya antar molekul, yaitu: gaya van der waals, ikatan hidrogen,
dan gaya london.
4. Ikatan hidrogen terjadi antara atom hidrogen (H) dengan atom: nitrogen (N), oksigen (O),
atau Fluor (F).
5. Gaya van der waals adalah gaya tarik elektrostatis pada senyawa ionik atau kovalen
polar.
6. Gaya london adalah gaya tarik elektrostatis pada senyawa kovalen non polar.