ASHFAR KURNIA, M.Farm., Apt STRUKTUR ATOM ASHFAR KURNIA, M.Farm., Apt

Teori Atom Semua jenis materi tersusun oleh partikel yang sama, atom. Penggagas teori atom  John Dalton J.Dalton: materi tersusun dari partikel terkecil yang tidak dapat dibagi lagi. J.J.Thompson menemukan partikel subatomik Rutherford  Bohr  Kuantum

Teori Atom Leuciplus dan Democrotus Sekitar 2,5 abad yang lalu, ahli filsafat Yunani, Leuciplus berpendapat bahwa materi tersusun dari butiran kecil Sejalan dengan itu muridnya, Democritus mengembangkan menjadi butiran kecil yang tidak dapat dibagi. Namun semuanya tanpa bukti yang jelas.

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: Setiap benda (zat) tersusun atas partikel partikel terkecil yg tidak dapat dipisahkan lagi disebut atom. Setiap benda (zat) mempunyai sifat yg sama dg atom- atom penyusunnya. Bila sifat - sifat suatu zat berbeda dg lainnya, menunjukkan atom - atom penyusun zat-zat tersebut berbeda pula.

MODEL ATOM DALTON Konsep Model Atom Dalton: Dalam peristiwa reaksi kimia pada hakekatnya merupakan penyusunan kembali atom dalam suatu zat 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 unsur-unsur. Misalnya, mengapa satu atom oksigen dapat mengikat dua atom hidrogen membentuk air

Thompson melakukan percobaan lampu tabung. 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 Sebagian besar partikel sinar α dpt tembus karena melalui daerah hampa. Partikel α yg mendekati inti atom dibelokkan karena mengalami gaya tolak inti. 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 )

Spektrum atom kontinu, padahal terputus / diskrit 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 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.

EA = energi elektron pada lintasan dengan bilangan kuantum A (joule) 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)

SOAL LATIHAN 1. Deret Lyman terjadi akibat transisi (perpindahan) elektron dari lintasan tertentu ke lintasan n=1. jika R = 1,097 x 107 m-1 , maka hitunglah : a. Panjang gelombang terpanjang pada deret Lyman ! b. Panjang gelombang terpendek pada deret Lyman !

PEMBAHASAN a. Panjang gelombang terpanjang pd deret Lyman (n = 2) : λmaks = 1,215 x 10 x 10-7m = 1215 Å

b. Panjang gelombang terpendek pd garis Lyman (n = ~)  min = 1,097 x 107 (1 - 0 )  min = 0, 912 x 107 m = 912 Å

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 membebaskan energi

SEJARAH MOLEKUL Walaupun keberadaan molekul telah diterima oleh banyak kimiawan sejak awal abad ke-19, terdapat beberapa pertentangan di antara para fisikawan seperti Mach, Boltzmann, Maxwell, dan Gibbs, yang memandang molekul hanyalah sebagai sebuah konsepsi matematis. Karya Perrin pada gerak Brown (1911) dianggap sebagai bukti akhir yang meyakinkan para ilmuwan akan keberadaan molekul

Definisi paling awal mendefinisikan molekul sebagai partikel terkecil bahan-bahan kimia yang masih mempertahankan komposisi dan sifat-sifat kimiawinya Definisi ini sering kali tidak dapat diterapkan karena banyak bahan materi seperti bebatuan, garam, dan logam tersusun atas jaringan-jaringan atom dan ion yang terikat secara kimiawi dan tidak tersusun atas molekul-molekul diskret

PENGERTIAN Molekul partikel terkecil dari suatu senyawa tersusun dari dua atom atau lebih umumnya tersusun dari atom-atom yang berbeda, tetapi beberapa molekul tersusun dari atom-atom yang sama Molekul yang tersusun dari atom yang sama dinamakan molekul unsure (unsure diatomic dan poliatomik) Molekul yang terdiri atas atom yang berbeda disebut molekul senyawa

Contoh unsur diatomik dan poliatomik Unsur diatomik, Unsur Nitrogen, N2 Unsur poliatomik, Unsur Posporus, P4

Contoh molekul senyawa

Tiap satu molekul air tersusun dari satu atom oksigen dan dua atom hidrogen Gambar 2 menunjukkan molekul oksigen dan molekul air Atom-atom dan kompleks yang berhubungan secara non-kovalen (misalnya terikat oleh ikatan hidrogen dan ikatan ion) secara umum tidak dianggap sebagai satu molekul tunggal

RUMUS EMPIRIS dan RUMUS MOLEKUL

RUMUS EMPIRIS Rumus empiris atau rumus perbandingan sebuah senyawa menunjukkan nilai perbandingan paling sederhana unsur-unsur penyusun senyawa tersebut Sebagai contohnya, air (H2O) selalu memiliki nilai perbandingan atom hidrogen berbanding oksigen 2:1 Etanol (C2H5OH) pun selalu memiliki nilai perbandingan antara karbon, hidrogen, dan oksigen 2:6:1 Perlu diperhatikan bahwa rumus empiris hanya memberikan nilai perbandingan atom-atom penyusun suatu molekul dan tidak memberikan nilai jumlah atom yang sebenarnya

RUMUS MOLEKUL Rumus molekul menggambarkan jumlah atom penyusun molekul secara tepat Contohnya, asetilena memiliki rumus molekuler C2H2, namun rumus empirisnya adalah (CH) Dikenal beberapa senyawa dengan rumus empiris CH2O, antara lain : - Formaldehida, HCHO atau (CH2O); Mr = 30 - Asam asetat, CH3 COOH atau (CH2O)2 ; Mr = 60 - Glukosa, C6H12O6 atau (CH2O)6 ; Mr = 180

Secara umum, rumus molekul dari senyawa dengan rumus empiris RE dapat dinyatakan sebagai (RE)n ; adapun harga n bergantung pada massa molekul relatif (Mr) dari senyawa yang bersangkutan

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 tolak-menolak 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 dengan : A = atom pusat I = pasangan elektron ikatan B = 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

Tetrahedron terdistorsi Jumlah PEB Rumus Umum Bentuk Molekul Contoh 2 AI2B0 Linear BeCl2 ; HgCl2 1 AI2B1 Planar bentuk V SO2 ; O3 AI2B2 Bengkok H2O 3 AI2B3 XeF2 AI3B0 Trigonal planar BF3 AI3B1 Piramida trigonal NH3 AI3B2 Planar bentuk T ClF3 ; BrF3 4 AI4B0 Tetrahedral CH4 AI4B1 Tetrahedron terdistorsi SF4 AI4B2 Segiempat planar XeF4 5 AI5B0 Bipiramida trigonal PCl5 AI5B1 Piramida segiempat BrF5 ; IF5 6 AI6B0 Oktahedral SF6

Linear Trigonal planar Planar bentuk V / bengkok

Piramida trigonal Planar bentuk T

Tetrahedral terdistorsi

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 = 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 = 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.