Modul Kimia Kelas X Semester 1

Modul Kimia Kelas X Semester 1 2016

1 SMA Negeri 2 Padalarang Terbuka

Sebelum kita masuk pada materi Kimia kelas X, alangkah baiknya kalau

Kalian berkenalan dulu dengan ilmu Kimia.

Apa itu ilmu Kimia?

Kimia adalah cabang Ilmu Pengetahuan Alam yang mempelajari tentang

materi, perubahan materi dan energi yang menyertai perubahan tersebut.

Sekarang mari kita bahas dulu mengenai materi!

MATERI

Berikut ini penggolongan materi:

A. UNSUR Unsur adalah zat tunggal yang tidak dapat diuraikan. Perlu dipahami bahwa menguraikan

tidaklah sama dengan memotong-motong atau menghaluskan. Penguraian menghasilkan dua jenis atau lebih zat baru yang berbeda dari zat semula, sedangkan memotong-motong atau menghaluskan hanya mengubah bentuk, tetapi tidak mengubah jenis zatnya.

Untuk meringkaskan dan memudahkan penulisan,maka setiap unsur diberi suatu lambang yang kita sebut lambang unsur atau lambang atom. Contoh: Karbon (C) dan Kalsium (Ca)



Perhatikan beberapa contoh pada tabel 1 berikut ini!

Nama unsur (Indonesia) Nama lain (IUPAC) Lambang

Besi Alumunium

Klorin Tembaga

Emas Perak

Ferum Alumunium

Chlorin Cuprum Aurum

Argentum

Fe Al Cl Cu Au Ag

IUPAC : INTERNATIONAL UNION PURE and APPLIED CHEMISTRY (Persatuan ahli-ahli kimia murni dan terapan sedunia)

B. SENYAWA Senyawa adalah zat tunggal yang dapat diuraikan menjadi dua jenis atau lebih sederhana.

Penguraian senyawa dapat terjadi karena pemanasan atau aliran listrik. Contoh senyawa: Air, gula, garam, dan asam cuka.

a. Molekul Bagian terkecil dari senyawa adalah molekul. Molekul senyawa terbentuk dari perikatan dua

jenis atau lebih atom unsur. Contohnya molekul Oksigen (O2) Dalam 1 molekul Oksigen, terdapat 2 atom Oksigen Karena Oksigen dibentuk oleh 2 atom yang sejenis maka dinamakan molekul unsur. Pada air (H2O) terdiri dari 2 macam unsur yaitu Hidrogen dan Oksigen, maka dinamakan molekul senyawa.

b. Rumus Kimia Senyawa juga diberi lambang, lambang senyawa ini disebut rumus kimia. Rumus kimia dari

beberapa senyawa diberi pada tabel berikut:

Tabel 2. Rumus kimia dari beberapa senyawa

Nama zat Rumus kmia

Air Amoniak

Asam cuka Sukrosa(gula)

H2O NH3

CH3COOH C12H22O11

C. CAMPURAN

Campuran adalah materi yang terdiri dari dua jenis zat atau lebih. Sifat campuran merupakan rata-rata dari sifat komponen-komponennya. Sifat manis dari gula tidak hilang ketika dicampur dengan air. Demikian juga dengan sifat asin dari garam. Jika ke dalam air dilarutkan gula dan garam, maka larutan akan mempunyai rasa manis sekaligus asin.

https://fembrisma.files.wordpress.com/2011/12/o21.jpg



Tiga Jenis Campuran: Larutan, Koloid, dan Suspensi 1) Larutan

Larutan adalah campuran homogen. Suatu campuran dikatakan homogen jika antara komponennya tidak terdapat bidang batas, sehingga tidak terbedakan lagi walaupun menggunakan mikroskop ultra. 2) Suspensi

Suspensi adalah campuran kasar dan bersifat heterogen. Antara komponennya masih terdapat bidang batas dan sering kali dapat dibedakan tanpa menggunakan mikroskop. Istilah suspensi biasanya dimaksud untuk campuran hererogen dari suatu zat padat dalam zat cair. Suspensi tampak keruh dan tidak stabil 3) Koloid

Koloid adalah suatu bentuk campuran yang keadaannya terletak antara larutan dan suspensi. Contohnya santan, air, susu, air sabun, dan cat.

Berikut ini adalah tabel perbedaan unsur, senyawa dan campuran

Keadaan Senyawa Campuran

Penyusunnya a. disusun oleh unsur-unsur b. hanya dapat dipisahkan secara

kimia

a. disusun oleh zat b. mudah dipisahkan secara fisik

Sifatnya sifat senyawa berbeda dengan unsur-unsurnya

sifat zat penyusunnya masih tampak

Proses pembentukan

terjadi reaksi kimia terjadi perubahan fisika

Perbandingan perbandingan unsur-unsur penyusunnya tetap dan tertentu

Perbandingan massa zat penyusunnya tidak tentu

Berikut ini perbedaan larutan, koloid dan suspensi:

Aspek yang dibedakan

Sistem Dispersi

Larutan Sejati Koloid Suspensi

Bentuk campuran

Homogen Homogen Heterogen

Bentuk dispersi Dispersi molekul Dispersi padatan Dispersi padatan

Penulisan X(aq) X(s) X(s)

Ukuran Partikel < 1 nm 1 nm – 100 nm >100 nm

Fase Tetap homogen Heterogen Heterogen

Penyaringan

Tidak dapat disaring dengan kertas saring biasa maupun saringan permeabel.

Tidak dapat disaring dengan kertas saring biasa, tapi dapat disaring dengan saringan permeabel.

Dapat disaring dengan kertas saring biasa.

Pemeriksaan

Tidak dapat diamati dengan mikroskop biasa, tapi teramati dengan mikroskop elektron.

Dapat diamati dengan mikroskop ultra.

Dapat diamati dengan mikroskop biasa.

Selanjutnya kita masuk BAB ke- 1 materi Kimia kelas X.

SEMANGAT YAAAA!!!!



BAB I STRUKTUR ATOM

Kalian sudah pernah mendengar kata ”atom” bukan? Dalam kehidupan sehari-

hari kita mengenal “kacang atom” atau bahkan “bom atom”. Apakah sama dengan

atom pada Bab ini? Ingatlah kembali mengenai penggolongan materi yang telah

kalian pelajari di SMP dahulu. Atom merupakan bagian terkecil dari suatu materi,

misalnya apabila kita membagi sepotong besi menjadi bagian yang lebih kecil terus-

menerus, akhirnya akan diperoleh atom Besi.

Namun benarkah atom merupakan bagian terkecil suatu materi? Nah, kalian

akan menemukan jawabannya setelah mempelajari Bab 1. Setelah mempelajari Bab

ini, kalian diharapkan mampu untuk menjawab pertanyaan-pertanyaan tadi. Selain

itu juga semakin menambah rasa syukur kita terhadap Tuhan Yang Maha Kuasa atas

alam semesta beserta isinya.

A. MODEL-MODEL ATOM

Persiapkan terlebih dahulu dan pelajari Bab 1 BSE KIMIA SMA/MA KELAS XI!

Pada halaman 2 belum dijelaskan struktur atom sebelum teori mekanika kuantum. Berikut ini

ditambahkan pemaparan teori atom mulai dari teori atom Dalton.

1. Teori Atom Dalton Teori atom Dalton:

a. Setiap zat terdiri dari partikel terkecil disebut atom b. Atom-atom dari suatu unsur selalu sama (identik). Atom-atom yang berbeda, mempunyai sifat-

sifat yang berbeda. c. Atom dari suatu unsur tidak dapat diubah menjadi atom unsur lain, tidak dapat dimusnahkan atau

diciptakan. Reaksi kimia hanya merupakan penataan ulang atom-atom d. Senyawa terbentuk dari gabungan dua jenis unsur atau lebih dengan perbandingan tertentu.

Kelebihan:

Dapat menerangkan Hukum Kekekalan Massa (Hukum Lavoisier).

Dapat menerangkan Hukum Perbandingan Tetap (Hukum Proust).

Bola Pejal



Kelemahan: o Atom bukanlah partikel terkecil penyusun materi. o Tidak dapat menjelaskan cara atom-atom saling berikatan. o Tidak dapat menjelaskan sifat listrik materi.

Dalton menggambarkan atom sebagai bola pejal.

2. Model Atom Thomson Atom merupakan bola bermuatan positif yang di dalamnya tersebar elektron, seperti kismis dalam

roti sehingga disebut model atom “ Roti Kismis ”. Secara keseluruhan, atom bersifat netral karena jumlah muatan positif sama dengan jumlah muatan negatif.

Kelebihan:

Dapat menerangkan adanya partikel yang lebih kecil dari atom yang disebut partikel subatomik.

Dapat menerangkan sifat listrik atom. Kelemahan:

o Tidak dapat menjelaskan bagaimana susunan muatan positif dan negatif dalam atom. o Tidak dapat menjelaskan fenomena penghamburan sinar Alfa pada lempeng tipis Emas.

3. Model Atom Rutherford a. Atom tersusun dari: - Inti atom yang bermuatan positif - Elektron-elektron yang bermuatan negatif dan mengelilingi inti. b. Semua proton terkumpul dalam inti atom dan menyebabkan inti atom bermuatan positif. c. Sebagian besar volume atom adalah ruang kosong. d. Jumlah proton dalam inti sama dengan jumlah elektron yang mngelilingi inti, sehingga atom

bersifat netral. Kelebihan:

Dapat menjelaskan fenomena penghamburan sinar Alfa pada lempeng tipis Emas.

Mengemukakan keberadaan inti atom. Kelemahan:

o Elektron yang beredar mengelilingi inti atom, lama-kelamaan akan kehilangan energi dan akhirnya jatuh ke inti.

4. Model Atom Bohr



a. Dalam atom terdapat lintasan-lintasan tertentu tempat elektron mengelilingi inti disebut kulit atom.

b. Elektron bergerak dengan lintasan tertentu dengan tingkat energi tertentu. c. Lintasan elektron berupa lingkaran. d. Elektron dapat berpindah dari satu kulit ke kulit lain disertai pemancaran atau penyerapan

sejumlah tertentu energi. Kelebihan:

Menerapkan teori kuantum untuk menjawab kesulitan dalam model atom Rutherford.

Menjelaskan garis spektrum pancaran (emisi) atau serapan (absorpsi) dari atom Hidrogen. Kelemahan:

o Lintasan elektron bukan berupa lingkaran. o Tidak mampu menjelaskan struktur atom lain yang lebih kompleks dari Hidrogen.

B. LAMBANG ATOM Penulisan lambang atom X, jumlah proton, elektron dan neutron adalah: X = lambang unsur/atom Z = Nomor Atom = jumlah proton (p)

= jumlah elektron (e) A = Nomor massa

= jumlah Proton + jumlah neutron Pada atom netral, jumlah proton = jumlah elektron. Pada ion positif (kation), atom melepaskan

elektron sehingga jumlah proton lebih banyak dari jumlah elektron, sebaliknya pada ion negatif (anion), atom menangkap elekron sehingga jumlah elektron lebih banyak dari jumlah proton.

C. ISOTOP, ISOBAR, DAN ISOTON

a. Isotop adalah atom unsur-unsur sejenis yang memiliki jumlah proton yang sama atau Nomor atom sama.

Contoh: Isotop Karbon 𝐶612 , 𝐶6

13 , 𝐶614

Isotop Nitrogen 𝑁714 , 𝑁7

15 Isotop Hidrogen 𝐻1

1 , 𝐻12 , 𝐻1

3 b. Isobar adalah atom unsur-unsur berbeda yang memiliki Nomor Massa yang sama.

Contoh: Karbon dan Nitrogen 𝐶614 , 𝑁7

14

Hidrogen dan Helium 𝐻13 , 𝐻𝑒2

3

A Z

Hitunglah jumlah proton, elektron dan neutron pada: 1. 𝐹9

19 2. Ca2+ jika 𝐶𝑎20

40 3. Br- jika 𝐵𝑟35

80 Jawaban:

1. 𝐹919 Z = 9, Jumlah proton = 9 Jumlah elektron = 9 A = 19, Jumlah neutron = 19 – 9 = 10

2. Ca2+ Z = 20, Jumlah proton = 20 Jumlah elektron = 20 – 2 = 18

A = 40, Jumlah neutron = 40 – 20 = 20 3. Br - Z = 35, Jumlah proton = 35

Jumlah elektron = 35 + 1 = 36 A = 80, Jumlah neutron = 80 – 35 = 45

Contoh Soal:



c. Isoton adalah atom unsur-unsur berbeda yang memiliki jumlah neutron yang sama. Contoh:

Nitrogen dan Oksigen 𝑁715 , 𝑂8

16 = jumlah neutron = 8

Posfor dan Sulfur 𝑃1531 , 𝑆16

32 = jumlah neutron = 16

D. KONFIGURASI ELEKTRON 1. Berdasarkan Teori Atom Bohr

Konfigurasi elektron adalah susunan elektron pada kulit atom. Menurut teori atom Bohr, kulit yang paling dekat dengan inti diberi lambang K, selanjutnya kulit ke-2 lambangnya L, kulit ke-3 lambangnya M dan seterusnya. a. Jumlah maksimum elektron pada suatu kulit memenuhi rumus 2n2 , n = nomor kulit.

Kulit : K (n=1) 2 (1)2 = 2 L (n=2) 2 (2)2 = 8 M (n=3) 2 (3)2 = 18 N (n=4) 2 (4)2 = 32

b. Jumlah maksimum elektron pada kulit terluar adalah 8, sesuai dengan jumlah golongan pada sistem periodik (golongan IA – VIIIA dan IB – VIIIB).

Atom Jumlah elektron Kulit

K L M N

1H 1 1

5N 5 2 3

11Na 11 2 8 1

20Ca 20 2 8 8 2

35Br 35 2 8 18 7

c. Elektron Valensi

Elektron valensi adalah elektron yang terdapat pada kulit atom terluar. Elektron valensi berperan dalam pembentukan ion, ikatan kimia, dan penentuan golongan suatu unsur dalam sistem periodik. Jumlah maksimum elektron valensi adalah 8.

Atom Jumlah

elektron Kulit Elektron

valensi K L M N O

3Li 3 2 1 1

12Mg 12 2 8 2 2

31Ga 31 2 8 18 3 3

6C 6 2 4 4

15P 15 2 8 5 5

34Se 34 2 8 18 6 6

35Br 35 2 8 18 7 7

54Xe 54 2 8 18 18 8 8

d. Konfigurasi Elektron Ion Konfigurasi elektron ion memperhatikan jumlah elektron pada kulit terluar yang akan mengalami pengurangan (untuk ion positif) dan penambahan (untuk ion negatif).

Atom Ion Keterangan Konfigurasi elektron

K L M N

1H H+ Melepaskan 1 elektron

5N N 3- Menangkap 3 elektron 2 6

20Ca Ca 2+ Melepaskan 2 elektron 2 8 8

35Br Br - Menangkap 1 elektron 2 8 18 8



Menentukan Golongan dan Periode Unsur Berdasarkan Konfigurasi Elektron

Unsur Konfigurasi Elektron

Elektron Valensi

Golongan Jumlah Kulit Periode

5B 2, 3 3 III A 2 (K, L) 2

16S 2, 8, 6 6 VI A 3 (K, L, M) 3

20Ca 2, 8, 8, 2 2 II A 4 (K, L, M, N) 4

E. MODEL ATOM MEKANIKA KUANTUM Konsep mengenai sruktur atom terus berkembang seiring dengan banyaknya percobaan dan

penemuan ilmuan-ilmuan seperti Max Planck, Louis de Broglie, Werner Heisenberg, Erwin Schödinger, dan lain-lain. Max Planck mengemukakan istilah kuantum yang berarti paket-paket energi dengan nilai tertentu. Selanjutnya Einstein menyebut partikel radiasi elektromagnet dengan nama foton.

Louis de Broglie mengemukakan gagasan tentang gelombang materi yang akhirnya dapat menjelaskan kelemahan teori atom Bohr tentang posisi elektron yang hanya boleh berada pada tingkat energi tertentu. Menurutnya suatu materi memiliki sifat partikel juga sifat gelombang. Kemudian azas ketidakpastian yang dikemukakan oleh Werner Heisenberg menjelaskan bahwa tidaklah mungkin menentukan posisi dan momentum elektron secara bersamaan dengan ketelitian tinggi.

Dalam teori atom mekanikan kuantum, posisi elektron tidak dapat dipastikan. Posisi elektron adalah peluang menemukan elektron pada setiap titik dalam ruang di sekitar inti. Daerah dengan peluang terbesar menemukan elektron disebut orbital. Istilah orbital berbeda dengan istilah orbit yang digunakan oleh Niels Bohr. Orbit adalah lintasan berbentuk lingkaran dengan jari-jari tertentu, sedangkan orbital menyatakan suatu daerah dalam ruang dengan peluang terbesar untuk menemukan elektron. Orbital ada yang berbentuk bola, bola terpilin dan lain-lain. Bilangan Kuantum

Terdapat empat bilangan kuantum yaitu: a. Bilangan kuantum utama (n)

Bilangan ini menyatakan nomor kulit. Seperti dalam teori atom Bohr, kulit atom dinyatakan dengan lambang K, L, M, dan seterusnya dengan nomor kulit n = 1, 2, 3, dst. Bilangan kuantum utama n = 2, artinya berada pada kulit ke-2 yaitu L.

b. Bilangan kuantum azimuth (Ɩ) Bilangan ini menyatakan bentuk orbital (subkulit). Orbital biasanya dinyatakan dengan huruf s (sharp), p (principal), d (diffuse), dan f (fundamental). Nilai bilangan azimuth (Ɩ) yaitu:

Lambang orbital s p d f g dst

Nilai Ɩ 0 1 2 3 4 dst

c. Bilangan kuantum nagnetik (m) Bilangan ini menyatakan orientasi orbital dalam ruang. Nilai bilangan kuantum magnetic dimulai dari negatif bilangan kuantum azimuth (- Ɩ) sampai dengan positif bilangan azimuth (+Ɩ), termasuk nol (0).

Subkulit : s p d f Diagram orbital : Nilai m : 0 -1 0 +1 -2 -1 0 +1 +2 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 d. Bilangan kuantum spin (s)

Bilangan ini menyatakan arah rotasi elektron. Elektron yang arah rotasinya searah jarum jam atau digambarkan sebagai elektron yang belum berpasangan dalam diagram orbital (↑), s = + ½ , sedangkan elektron yang arah rotasinya berlawanan arah jarum jam atau digambarkan sebagai elektron yang sudah berpasangan dalam diagram orbital (↓), s = - ½.

Nilai m = - l , … , 0 , … , + Ɩ



F. KONFIGURASI ELEKTRON BERDASARKAN MODEL ATOM MEKANIKA KUANTUM 1. Kaidah Penentuan Konfigurasi Elektron

Konfigurasi elektron menggambarkan persebaran elektron-elektron ke dalam orbital-orbital kulit elektron. Ada tiga kaidah yang digunakan dalam penentuan konfigurasi elektron, yaitu: a. Azas Aufbau

Istilah Aufbau berasal dari bahasa Jerman yang artinya membangun. Pengisian orbital dimulai dari tingkat energi terendah ke tingkat energi yang lebih tinggi.

Urutan pengisian orbital menurut azas Aufbau yaitu:

dst Keterangan: s = maksimum 2 elektron p = maksimum 6 elektron d = maksimum 10 elektron f = maksimum 14 elektron b. Azas Larangan Pauli

Pada tahun 1925, Wolfgang Pauli menemukan prinsip yang meengatur penataan elektron dalam atom berelektron banyak. Menurutnya dalam sebuah atom, tidak boleh ada dua elektron yang mempunyai keempat bilangan kuantum (n, l, m, dan s) yang sama. Satu orbital, maksimum berisi dua elektron dengan spin yang berlawanan.

c. Kaidah Hund

Menurut Hund, pada pengisian orbital-orbital dengan tingkat energi yang sama, yaitu orbita-orbital dalam satu subkulit, mula-mula elektron akan menempati orbital secara sendiri-sendiri dengan spin yang paralel, baru kemudian berpasangan. Contoh:

5B = 1s2 2s2 2p1 =

6C = 1s2 2s2 2p2 =

7N = 1s2 2s2 2p3 =

Tuliskan konfigurasi elektron: a. 8O b. 18Ar c. 26Fe Jawaban: a. 8O = 1s2 2s2 2p4 b. 18Ar = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 c. 26Fe = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6

Contoh Soal:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6



8O = 1s2 2s2 2p4 =

9F = 1s2 2s2 2p5 =

Contoh lain :

Diagram orbital tersebut diperoleh dari aturan berikut ini:

Jika orbital s maka digambarkan 1 kotak

Jika orbital p maka digambarkan 3 kotak

Jika orbital d maka digambarkan 5 kotak

TIDAK usah hiraukan angka di depannya. Misalnya 1s , 2p maka cukup lihat saja jenis hurufnya, jika s

akan memiliki jumlah kotak 1 tapi kalau 2p maka kotaknya 3 (ingat p!)

Kemudian angka yang menjadi pangkat menandakan jumlah elektron. Untuk 1 buah kotak,

maksimal hanya boleh diisi oleh 2 buah elektron dengan spin yang berbeda (ingat azas larangan

Pauli!).

Cara mudah menentukan bilangan kuantum yaitu:

Perhatikan 4s1 !

Bilangan kuantum utama, perhatikanlah angka di depan huruf (4)! Jadi n = 4

Bilangan kuantum azimuth, perhatikanlah hurufnya (s)! Jadi l = 0

Bilangan kuantum magnetik didasarkan pada bilangan kuantum azimuth dan jumlah elektron. Tapi

kalau orbital s maka m = 0

Bilangan kuantum spin, perhatikanlah posisi elektron pada diagram orbital! Bila elektron belum

berpasangan maka s = +1/2 , sebaliknya bila telah berpasangan maka s = -1/2

Jadi bilangan kuantum untuk 4s1 yaitu n = 4, l = 0, m = 0 dan s = +1/2

Contoh lain : 3d4 maka bilangan kuantum magnetik diperoleh dengan cara menggambarkan dulu

diagram orbital d lalu diisi dengan elektron.

Nilai m = -2 -1 0 +1 +2

Setelah itu kerjakan menurut langkah-langkah soal sebelumnya!

Jadi bilangan kuantum untuk 3d4 yaitu n = 3, l = 2, m = +1 dan s = +1/2



2. Penulisan Konfigurasi Elektron Penulisan konfigurasi elektron suatu unsur harus sesuai dengan azas Aufbau, contoh:

a. 19K = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 b. 38Sr = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2

Konfigurasi elektron tersebut dapat disingkat dengan menggunakan konfigurasi gas mulia terlebih dahulu.

Unsur Nomor Atom Konfigurasi Elektron

He Ne Ar Kr …

dst

2 10 18 36 …

dst

1s2

1s2 2s2 2p6

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 …

dst

Berdasarkan konfigurasi gas mulia maka konfigurasi unsur K dan Sr dapat disingkat penulisannya menjadi: a. 19K = [Ar] 4s1 b. 38Sr = [Kr] 5s2

Terdapat penyimpangan pengisian elektron berdasarkan azas Aufbau, misalnya: a. 24Cr = [Ar] 4s2 3d4 b. 29Cu = [Ar] 4s2 3d9 Konfigurasinya menjadi: a. 24Cr = [Ar] 4s1 3d5

(Orbital d terisi setengah penuh) b. 29Cu = [Ar] 4s1 3d10 (Orbital d terisi penuh)

Dengan konfigurasi elektron yang setengah penuh atau penuh, maka unsur Cr dan Cu menjadi lebih stabil.

Contoh pembahasan soal:

Konfigurasi elektron (ii) diperoleh berdasarkan konfigurasi gas mulia:

Karena atom Cu nomor atomnya sesudah Ar maka menggunakan Ar, kalau menggunakan Kr terlewati

(kelebihan elektron).

Selain itu penyusunannya berubah dari 4s2 3d9 menjadi 4s1 3d10 karena menjadi lebih stabil. Orbital s,

setengah penuh dengan 1 elektron sedangkan orbital d terisi penuh.

Penentuan konfigurasi elektron dari ion positif didahului dengan menuliskan konfigurasi elektron atom netral kemudian menyusunnya berdasarkan urutan kulit mulai dari kulit yang terdalam hingga kulit terluar. Selanjutnya elektron pada kulit terluar dilepaskan (dikurangi) sejumlah muatan positifnya.

He2 = 1s2

Ne10 = 1s2 2s2 2p6

Ar18 = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Kr36 = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6

dan seterusnya.



Langkah tersebut juga digunakan untuk menentukan konfigurasi elektron dari ion negatif, hanya pada ion negatif, elektron pada kulit terluar diserap (ditambahkan) sejumlah muatan negatifnya.

BAB II SISTEM PERIODIK UNSUR-UNSUR

Sistem Periodik Unsur yang digunakan saat ini terdiri dari Periode dan golongan.

1. Periode

Unsur-unsur yang jumlah kulitnya sama ditempatkan dalam periode (baris) yang sama.

2. Golongan Unsur-unsur yang memiliki jumlah elektron valensi yang sama ditempatkan dalam satu golongan.

Ada dua golongan dalam sistem periodik unsur yaitu Golongan A (Golongan Utama) dan Golongan B (Golongan Transisi). Penulisan nomor golongan menggunakan Angka Romawi.

a. Golongan Utama

Golongan Nama Golongan Elektron Valensi

I A II A III A IV A

Alkali Alkali Tanah

Boron Karbon

1 2 3 4

GOLONGAN = ELEKTRON VALENSI

PERIODE = JUMLAH KULIT



b. Golongan Transisi Golongan Transisi terdiri dari I B – VIII B, pada golongan VIII B terdapat 3 kolom. Golongan Transisi dalam yang terletak pada golongan III B dan terbagi lagi dalam: - Lantanida, beranggotakan unsur-unsur dengan nomor atom 57 – 71 yang memiliki kemiripan sifat

dengan unsur Lantanum (La). - Aktinida, beranggotakan unsur-unsur dengan nomor atom 89 – 103 yang memiliki kemiripan sifat

dengan unsur Aktinium (Ac).

3. Menentukan Golongan dan Periode Unsur Berdasarkan Konfigurasi Elektron Unsur Konfigurasi

Elektron Elektron Valensi

Golongan Jumlah Kulit Periode

5B 2, 3 3 III A 2 (K, L) 2

16S 2, 8, 6 6 VI A 3 (K, L, M) 3

20Ca 2, 8, 8, 2 2 II A 4 (K, L, M, N) 4

A. PENENTUAN SISTEM PERIODIK BERDASARKAN MODEL ATOM MEKANIKA KUANTUM Pada bagian pertama materi sistem periodik, telah dipaparkan bahwa sistem periodik unsur-unsur

yang digunakan saat ini terdiri dari 8 golongan utama dan 8 golongan transisi, serta 7 periode. Penentuan golongan didasarkan pada elekton valensi, sedangkan periode ditentukan berdasarkan nomor kulit terbesar.

1. Pembagian Unsur-unsur Berdasarkan Orbital

Berdasarkan orbital yang ditempati oleh elektron terakhir dalam konfigurasi elektronnya, unsur-unsur dalam sisem periodik dikelompokkan ke dalam blok s, blok p, blok d, dan blok f. a. Blok s : golongan IA dan IIA b. Blok p : golongan IIIA sampai dengan VIIIA c. Blok d : golongan IB sampai dengan VIIIB d. Blok f : golongan lantanida dan aktinida

2. Penentuan Golongan

Untuk menentukan golongan suatu unsur berdasarkan konfigurasi elektron, sebaiknya konfigurasi elektron dituliskan dengan menyusun nomor kulit dari yang terdalam hingga kulit terluar. Hubungan antara nomor golongan dengan elektron valensi disimpulkan dalam tabel berikut.

Golongan Utama

Elektron Valensi Golongan Transisi

Elektron Valensi

IA IIA

IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA

ns1 ns2

kecuali 1s2 = VIIIA

ns2 np1

ns2 np2

ns2 np3

ns2 np4

ns2 np5

ns2 np6

IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB

(terdiri dari 3 kolom)

IB IIB

(n-1)d1 ns2 (n-1)d2 ns2

(n-1)d3 ns2

(n-1)d5 ns1

(n-1)d5 ns2

(n-1)d6,7,8 ns2

(n-1)d10 ns1

(n-1)d10 ns2

V A VI A VII A VIII A

Nitrogen Oksigen/Kalkogen

Halogen Gas Mulia

5 6 7 8



Penentuan letak unsur dalam sistem periodik lebih mudah dengan menjumlahkan elektron terakhir. Contoh:

terletak pada periode 3 (lihat angka di depan orbital), dan golongan IVA (elektron: 2+2 = 4 dan orbital s dan p untuk golongan utama/A)

terletak pada periode 6 (lihat angka di depan orbital yang paling besar), dan golongan IIIB (elektron: 1+2 = 3 dan orbital d untuk golongan transisi B)

Materi mengenai konfigurasi elektron termasuk salah satu Standar Kompetensi Lulusan. Oleh

karena itu kalian harus menguasai konsep konfigurasi elektron dengan baik. Contohnya:

Tent ukan konfigurasi elektron unsur-unsur berikut, lalu tentukan letaknya dalam sistem

periodik!

a. Mg12 b. Cr24 c. Pd46

Langkah-langkah penyelesaian:

- Ingatlah aturan konfigurasi elektron Aufbau 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14

5d10 6p6 dan seterusnya

- Tulis konfigurasi sesuai jumlah elektron yaitu 12

- Tentukan periode dengan melihat angka yang paling besar di depan orbital

- Tentukan golongan berdasarkan elektron valensi (elektron yang ada pada kulit terluar) jika tidak

ada orbital d maka termasuk golongan utama (A)

B. SIFAT-SIFAT PERIODIK UNSUR Sifat-sifat periodik unsur adalah sifat-sifat yang berhubungan dengan letak unsur dalam sistem

periodik dan berubah sesuai dengan kenaikan nomor atom, yaitu dari kiri ke kanan dalam satu periode, atau dari atas ke bawah dalam satu golongan. 1. Jari-jari Atom (r)

Jari-jari atom adalah jarak dari inti atom sampai kulit elektron terluar.

Tentukan golongan dan periode unsur berikut: a. 50X b. 20Y c. 27Z Jawaban: a. 50X = [Kr] 5s2 4d10 5p2

= [Kr] 4d10 5s2 5p2 (blok p) Unsur X terletak pada golongan IVA, periode 5 b. 20Y = [Ar] 4s2 (blok s)

Unsur Y terletak pada golongan IIA, peiode 4 c. 27Z = [Ar] 4s2 3d7

= [Ar] 3d7 4s2 (blok d) Unsur Z terletak pada golongan VIIIB, periode 4

Contoh Soal:



Dalam satu golongan dengan bertambahnya nomor atom dari atas ke bawah, jari-jari atom makin besar.

Dalam satu periode dengan bertambahnya nomor atom dari kiri ke kanan, jari-jari atom makin kecil.

2. Energi Ionisasi (EI) Energi ionisasi adalah energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron pada kulit terluar.

Energi ionisasi kecil = mudah melepaskan elektron. Energi ionisasi besar = sukar melepaskan elektron. Dalam satu golongan, ke bawah = energi ionisasi makin kecil. Dalam satu periode, ke kanan = energi ionisasi makin besar. Unsur yang memiliki energi ionisasi paling besar adalah He (Helium) Golongan VIII A. 3. Afinitas Elektron (AE)

Afinitas elektron adalah energi yang menyertai penambahan 1 elektron pada satu atom netral dalam wujud gas membentuk ion bermuatan -1. Jika penyerapan elektron disertai pelepasan energi maka afinitas elektron berharga negatif, sbaliknya jika disertai dengan penyerapan energi maka afinitas elektron berharga positif. Dalam satu golongan, ke bawah = afinitas elektron makin kecil. Dalam satu periode, ke kanan = afinitas elektron makin besar.

4. Keelektronegatifan (KE)

Keelektronegatifan adalah kemampuan suatu atom untuk menarik elektron dalam suatu ikatan kimia.

Keelektronegatifan besar = mudah menangkap elektron. Keelektronegatifan kecil = sukar menangkap elektron. Dalam satu golongan, ke bawah = keelektronegatifan makin kecil. Dalam satu periode, ke kanan = keelektronegatifan makin besar. Unsur yang memiliki keelektronegatifan paling besar adalah F (Fluorin) Golongan VII A. Golongan Gas Mulia (VIII A) memiliki keelektronegatifan = 0, karena struktur elektron sudah stabil. 5. Sifat logam (L) dan Non Logam (NL)

Sifat logam seperti mengkilat, konduktor panas dan listrik, dapat ditempa dan lain-lain berkaitan erat dengan jari-jari atom yang besar dan energi ionisasi yang kecil. Sifat logam yang paling kuat adalah Fr (Fransium) Golongan I A. Dalam satu golongan, ke bawah = sifat logam makin besar sedangkan sifat non logam makin kecil. Dalam satu periode, ke kanan = sifat logam makin kecil sedangkan sifat non logam makin besar. 6. Kereaktifan Kereaktifan unsur logam berkaitan dengan energi ionisasinya, makin kecil EI = makin reaktif unsur

logam. Kereaktifan unsur non logam berkaitan dengan keelektronegatifannya, makin besar KE = makin

reaktif unsur non logam. Dalam satu golongan unsur-unsur logam ke bawah makin reaktif, sedangkan unsur-unsur non logam ke atas makin reaktif.



7. Titik Leleh dan Titik Didih Dalam satu golongan unsur-unsur logam ke bawah titik leleh dan titik didih makin rendah,

sebaliknya unsur-unsur non logam ke bawah titik leleh dan titik didih makin tinggi.

BAB III IKATAN KIMIA

A. IKATAN ION (ELEKTROVALEN) Pada pembentukan ikatan ion, atom logam setelah melepaskan elektron berubah menjadi ion

positif. Elektron yang dilepaskan tersebut kemudian diterima oleh atom non logam, sehingga berubah menjadi ion negatif. Antara ion positif dan ion negatif ini terjadi tarik-menarik (gaya elektrostatis) yang disebut ikatan ion (ikatan elektrovalen). Penentuan rumus senyawa ion:

Xm+ + Yn- XnYm

IKATAN KIMIA

Ikatan yang terjadi karena adanya perpindahan elektron dari suatu atom ke atom yang lain. Terbentuk antara atom yang melepaskan elektron (logam) dan atom yang menangkap elektron (non logam).

Ikatan Ion (Elektrovalen)

Ikatan yang terjadi karena pemakaian pasangan elektron secara bersama oleh dua atom (antara sesama atom non logam). Digambarkan dengan rumus Lewis.

Ikatan Kovalen Ikatan Logam

Ikatan yang terjadi karena

perpindahan elektron

valensi dari suatu atom

logam ke atom logam

lainnya.

Ikatan Kovalen Koordinasi

GOLONGAN

PERIODE

r dan L BESAR

GOLONGAN

EI , AE, KE , NL BESAR BESAR PERIODE



B. IKATAN KOVALEN Pada pembentukan ikatan kovalen, dua atom non logam saling menyumbangkan elektron agar

tersedia satu atau lebih pasangan elektron yang dijadikan milik bersama. Ikatan kovalen digambarkan dengan rumus Lewis yaitu:

1. Gambarkan elektron valensi atom dengan titik atau silang. 2. Pasangan elektron yang dipakai bersama-sama diletakkan di antara lambang kedua atom yang

berikatan. 3. Sesudah berikatan, setiap atom harus dikelilingi 8 elektron (kecuali Hidrogen yang hanya 2

elektron). 4. Ikatan kovalen yang hanya melibatkan sepasang elektron disebut ikatan kovalen tunggal

(dilambangkan dengan satu garis), sedangkan ikatan kovalen yang melibatkan lebih dari sepasang elektron disebut ikatan rangkap. Terdapat dua macam ikatan rangkap, ada ikatan rangkap dua (dlambangkan dengan dua garis) dan ikatan rangkap tiga (dilambangkan dengan tiga garis).

5. Pasangan elektron yang dipakai bersama-sama disebut pasangan elektron ikatan (PEI), sedangkan yang tidak dipakai dalam ikatan disebut pasangan elektron bebas (PEB).

Tuliskan rumus senyawa ionik yang terbentuk dari: a. 11Na dan 17Cl b. 20Ca dan 9F c. 13Al dan 8O Jawaban: a. 11Na , konfigurasi elekron = 2, 8, 1

Cenderung melepaskan 1 elektron = Na+ 17Cl , konfigurasi elektron = 2, 8, 7 Cenderung menerima 1 elektron = Cl- Rumus senyawa = NaCl b. 20Ca , konfigurasi elektron = 2, 8, 8, 2

Cenderung melepas 2 elektron = Ca2+ 9F , konfigurasi elektron = 2, 7 Cenderung menerima 1 elektron = Cl- Karena atom Ca melepaskan 2 elektron, maka harus ada 2 atom Cl yang menerima elektron tersebut, sehingga rumus senyawa CaCl2 c. 13Al, konfigurasi elekron = 2, 8, 3

Cenderung melepaskan 3 elektron = Al3+

8O, konfigurasi elekron = 2, 6 Cenderung menerima 2 elektron = O2-

Atom Al melepaskan 3 elektron sedangkan atom O menerima 2 elektron, sehingga jumlah elektron harus disamakan. Atom Al harus ada 2 sedangkan atom O harus ada 3, sehingga rumus senyawa Al2O3.

Contoh Soal:



IKATAN KOVALEN KOORDINASI Ikatan kovalen koordinasi terbentuk karena adanya penggunaan pasangan elektron bersama yang

hanya disumbangkan oleh satu atom, sedangkan atom yang lain tidak menyumbangkan elektron. Ikatan ini hanya dapat terbentuk jika salah satu atom mempunyai pasangan elektron bebas (PEB) yang ketika berikatan berubah menjadi PEI.

C. KEPOLARAN IKATAN

Keelektronegatifan unsur-unsur F, Cl, H dan O menurut skala Pauling masing-masing adalah 4,0; 3,0; 2,1; dan 3,5. Susunlah senyawa berikut berdasarkan urutan pertambahan kepolarannya! a. HF b. O2 c. ClF d. HCl Jawaban: Selisih keelektronegatifan: a. H dan F = 4,0 – 2,1 = 1,9 b. O dan O = 3,5 – 3,5 = 0 (non polar) c. Cl dan F = 4,0 – 3,0 = 1,0 d. H dan Cl = 3,0 – 2,1 = 0,9 Urutan pertambahan kepolaran: O2 < HCl < ClF < HF

Contoh Soal:



PERBEDAAN SENYAWA IONIK dan KOVALEN

Senyawa Ionik Senyawa kovalen 1. Dalam bentuk larutan maupun lelehan dapat

menghantarkan listrik (karena tersusun dari ion-ion).

2. Titik leleh dan titik didih tinggi. 3. Pada suhu ruangan berwujud padat. 4. Cenderung larut dalam air (karena sama-sama

bersifat polar), tetapi tidak larut dalam senyawa organik (aseton, alcohol dll).

5. Tidak ada yang volatil.

1. Tidak dapat menghantarkan lisitrik (karena tidak mengandung ion).

2. Titik leleh dan titik didih rendah. 3. Pada suhu ruangan ada yang berwujud padat,

cair, atau gas. 4. Lebih mudah larut dalam pelarut yang kurang

atau non polar. 5. Senyawa kovalen cair dengan titik rendah

bersifat mudah menguap, disebut volatil atau atsiri (alcohol, bensin, aseton dll).

D. BENTUK MOLEKUL Berbagai macam senyawa yang ada di alam memiliki bentuk molekul yang khas. Bentuk molekul

tersebut bergantung pada jumlah elektron yang berikatan dan elektron bebas yang terdapat pada atom pusat (INGAT Struktur Lewis!).

Berikut ini disajikan beberapa bentuk molekul beserta contoh senyawanya!

E. GAYA ANTARMOLEKUL Gaya antarmolekul adalah gaya yang terjadi antara molekul yang satu dengan molekul yang lain.

Di kelas X kalian sudah mempelajari ikatan ion, kovalen dan ikatan logam. Ikatan tersebut merupakan



gaya yang terjadi di dalam molekul yang menghubungkan elektron unsur yang satu dengan unsur yang lain. Jadi gaya antarmolekul sudah pasti berbeda dengan gaya dalam molekul (intra molekul).

Gaya London merupakan gaya tarik-menarik antarmolekul yang lemah. Kekuatan gaya London dipengaruhi oleh massa molekul relatif (Mr) dan bentuk molekul. Semakin besar massa molekul relatif (Mr), maka semakin kuat gaya Londonnya, sebab molekul

semakin mudah mengalami polarisasi. Gaya London semakin kuat pada molekul yang bentuknya panjang dibandingkan molekul yang

kecil, padat, dan simetris. Gaya dipol-dipol adalah gaya antarmolekul dalam zat yang polar. Pada zat yang polar, bentuk

molekulnya tidak simetris sebab terdapat perbedaan muatan pada kedua ujungnya (dipol). Molekul-molekul dalam zat polar cenderung menyusun diri dengan ujung positif (kutub +) berdekatan dengan ujung negatif (kutub -). Susunan molekul tersebut menghasilkan gaya tarik-menarik yang disebut gaya tarik dipol-dipol.

Gaya Van der Waals merupakan gaya antarmolekul secara kolektif. Jadi gaya London, gaya dipol-

dipol dan gaya dipol terimbas semuanya tergolong gaya Van der Waals. Untuk memperjelas gaya antar molekul dalam suatu zat maka: a. Istilah gaya London digunakan jika gaya antarmolekul tersebut adalah gaya satu-satunya dalam

zat tersebut, yaitu untuk zat-zat non polar. Misalnya pada gas mulia, hidrogen, dan nitrogen. b. Istilah gaya Van der Waals digunakan untuk zat yang mempunyai dipol-dipol disamping gaya

dispersi (sebab gaya London/gaya dispersi sebenarnya terdapat dalam semua zat baik polar ataupun non polar). Misalnya pada hIdrogen klorida dan aseton. Ikatan hidrogen merupakan ikatan yang terjadi antara atom hidrogen dengan atom unsur lain yang

memiliki keelektronegatifan tinggi, seperti F, O, dan N pada molekul yang berbeda. Adanya ikatan hidrogen menyebabkan beberapa keteraturan kenaikan titik didih untuk unsur-unsur dalam persenyawaan tertentu dalam satu golongan mengalami penyimpangan.

Pada golongan VA, VIA, dan VIIA untuk senyawa NH3, H2O, dan HF seharusnya memiliki titik didih terendah dibandingkan senyawa lain dalam satu golongan ternyata justru memiliki titik didih yang tinggi, bahan titik didih H2O dan HF tertinggi dalam golongannya.

Selain itu adanya ikatan hidrogen menyebabkan munculnya fenomena yang disebut anomali air, yaitu air dalam keadaan padat (es) akan mengapung sebab memiliki kerapatan lebih kecil dibandingkan air dalam keadaan cair.

IKATAN KIMIA

IKATAN DI DALAM MOLEKUL (GAYA INTRA

MOLEKULER)

IKATAN ANTARMOLEKUL (GAYA ANTARMOLEKUL)

IKATAN ION

IKATAN KOVALEN

GAYA LONDON

GAYA VAN DER WAALS

IKATAN HIDROGEN

GAYA DIPOL-DIPOL



SIFAT FISIK SUATU MOLEKUL Sifat fisik suatu molekul diantaranya titik didih dan titik leleh, ditentukan oleh gaya tarik

antarmolekul . a. Gaya London mengakibatkan titik leleh dan titik didih molekul menjadi lebih rendah daripada

molekul lain dengan Mr sama tetapi tidak memiliki gaya London. Jika molekulnya kecil, biasanya zat berwujud gas pada suhu kamar.

b. Molekul yang mempunyai gaya tarik dipol-dipol menyebabkan titik didih dan titik leleh lebih tinggi daripada molekul yang memiliki gaya London pada molekul dengan Mr sama. Pada sesama molekul polar, titik didih semakin tinggi seiring bertambahnya Mr.

c. Senyawa yang memiliki ikatan hidrogen akan memiliki titik didih lebih tinggi daripada molekul yang memiliki ikatan Van der Waals atau gaya tarik dipol-dipol.

Senyawa yang berikatan hidrogen lebih mudah larut dalam senyawa lain yang juga mempunyai ikatan hidrogen. Contohnya NH3, alkohol, asam karboksilat dan glukosa larut dalam air karena membentuk ikatan hidrogen dengan molekul air.

Documents

Modul Kimia Kelas X Semester 1