STRUKTUR ATOM

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 E1E2E3….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.