1. Pengembangan Teori Atom a. Teori Atom Dalton Berdasarkan hukum kekekalan energi dan hukum perbandingan tetap, John Dalton (1805) menyatakan teori atom sebagai berikut:  Atom merupakan partikel kecil yang tidak dapat dibagi lagi.  Semua atom dari unsur kimia tertentu memiliki massa yang sama, begitu pula sifat lainnya.  Unsur kimia lain akan memiliki jenis atom yang berbeda.  Atom-atom bergabung satu sama lain membentuk molekul senyawa.  Reaksi kimia hanya melibatkan penataan ulang dari atom-atomnya sehingga tidak ada atom yang berubah akibat reaksi kimia.

b. Teori Atom Thomson Berdasarkan percobaan sinar katode, Joseph John Thomson (1897) menyatakan teori atom bahwa dalam atom terdapat elektron yang tersebar secara merata dalam bola pejal bermuatan positif. c. Teori Atom Rutherford Berdasarkan percobaan sinar alfa, Ernest Rutherford (1911) mengemukakan teori atomnya bahwa atom terdiri atas inti yang bermuatan positif yang menjadi pusat massa dan elektron beredar mengelilingi inti atom. d. Teori Atom Bohr berdasarkan percobaan spektrum atom hidrogen, Niels Bohr (1913) menyatakan teori atomnya sebagai berikut: ◦E◦E lektron beredar mengelilingi inti atom pada lintasan dengan tingkat energi tertentu yang disebut kulit atau orbit. ◦S◦S elama beredar dalam lintasannya (lintasan stasioner) elektron tidak mengalami perubahan energi. ◦D◦D engan menyerap energi, elektron dapat berpindah dari lintasan dengan tingkat energi rendah ke tingkat energi lebih tinggi. ◦E◦E lektron juga dapat berpindah dari tingkat yang lebih tinggi ke yingkat yang lebih rendah dengan memancarkan energi

e. BAtom Mekanika Gelombang 1. Louis De Broglie De Broglie menyatakan bahwa elektron yang bergerak mempunyai siat-sifat gelombang, sehingga dapat disimpulkan bahwa elektron mempunyai dualisme sifat yaitu bersifat materi dan bersifat gelombang. 2. Prinsip Ketidakpastian Werner Heisenberg (1926) Momentum dan posisi dari suatu partikel yang kecil (elektron) tidak dapat diketahui secara bersamaan (simultan) dengan suatu derajat kepastian. 3. Erwin Schrodinger (1926) Momentum dan posisi dari suatu partikel yang kecil (elektron) tidak dapat diketahui secara bersamaan (simultan) dengan suatu derajat kepastian. Kebolehjadian daerah dalam ruang yang dapat ditempati oleh sejumlah elektron tertentu yang disebut orbital Masing-masing orbital dalam atom mempunyai energi tertentu, sedangkan energi suatu elektron dalam ditentukan oleh bilangan kuantum.

 Atom merupakan bagian terkecil penyusun suatu materi yang tidak dapat dibagi lagi.  Diameter atom antara 3x10 -9 sampai 15x10 -8 m.  Bagian dalam atom terdiri atas inti atom yang bermuatan positif dan awan di seputar inti atom yang bermuatan negatif. Awan di seputar inti atom ini biasa disebut kulit atom.  Partikel dasar penyusun inti atom adalah proton dan neutron, sementara partikel dasar penyusun kulit atom adalah elektron. Berikut ini adalah data partikel dasar penyusun atom:

NoNama PartikelLambangPenyusunMuatan Massa (gram) Massa (satuan massa atom) Penemu 1ProtonPInti atom+1 1,673x sma Eugene Goldstein 2NeutronnInti atom 0 (netral) 1,675x sma James Chadwick 3ElektroneKulit atom 9,110x Dianggap tidak bermass a Joseph John Thomson Berikut ini adalah data partikel dasar penyusun atom:

 Bilangan Kuantum Utama (n) Bilangan kuantum utama digunakan untuk menentukan tingkat energi elektron atau kulit- kulit elektron dalam suatu atom. Harga n sesuai dengan nomor kulit atom. ◦ Kulit 1 disebut kulit K, dengan nilai n: 1 ◦ Kulit 2 disebut kulit L, dengan nilai n: 2 ◦ Kulit 3 disebut kulit M dengan nilai n: 3, dan seterusnya  Bilangan Kuantum Azimut ( l ) Bilangan kuantum azimut digunakan untuk menentukan sub tingkat energi elektron atau sub kulit di dalam kulit atom dirumuskan dengan: l = n-1 di mana n: nomor kulit atom untuk l = 0, disebut kulit s (sharp) l = 1, disebut kulit p (principle) l = 2, disebut kulit d (diffluse) l = 3, disebut kulit f (fundamental)

 Bilangan Kuantum Magnetik (m) Bilangan kuantum magnetik digunakan untuk menentukan orbital yang merupakan penyusun suatu subkulit, di mana kemungkinan besar elektron terdapat di dalamnya. Harga m adalah { - l, 0, + l} Penggambaran orbitalnya adalah seperti berikut: l = 0 (s) l = 1(p) l = 2 (d) l = 3 (f) m = 0 m = -1 m = 0 m = 1 m = -2 m = -1 m = 0 m = 1 m = 2 m = -3 m = -2 m = -1 m = 0 m = 1 m = 2 m = 3 Setiap orbital maksimal diisi dua elektron.  Bilangan Kuantum spin (s) Bilangan kuantum spin digunakan untuk menentukan arah putar pada elektron. ◦ jika arah putar elektron searah dengan jarum jam, maka harga s = + ½ digambarkan ↑ ◦ jika arah putara elektron berlawanan dengan putaran jarum jam, maka harga s = - ½ digambarkan ↓

a. Konfigurasi Elektron Berdasarkan Kulit Atom ◦p◦p enyebaran atau penyusunan elektron pada kulit-kulit atom disebut konfigurasi elektron ◦e◦e lektron yang menempati kulit terluar atom, disebut elektron valensi ◦j◦j umlah elektron maksimum yang menempati setiap kulit = 2n 2, di mana n adalah nomor kulit Misalnya: ◦j◦j umlah elektron maksimum kulit K (n = 1) = 2 x 1 2 = 2 ◦j◦j umlah elektron maksimum kulit L ( n = 2) = 2 x 2 2 = 8 b. Konfigurasi elektron berdasarkan subkulit dan orbital ◦k◦k onfigurasi dalam atom merupakan penyebaran atau susunan elektron menurut orbital-orbital subkulit yang ditempati. ◦p◦p enentuan letak elektron dalam orbital-orbital suatu atom mengikuti aturan berikut:

PPrinsip Aufbau Elektron mengisi orbital dari tingkat energi terendah, baru kemudian ke tingkat energi yang lebih tinggi skema pengisian elektron Urutan Pengisian: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p 1s 2s 3s 4s 5s 6s 7s 2p 3p 4p 5p 6p 7p 3d 4d 5d 6d 4f 5f

PPrinsip eksklusif Pauli (Larangan Pauli) “ tidak mungkin ada dua elektron dengan keempat bilangan kuantum sama ” AAturan Hund Elektron-elektron tidak membentuk pasangan sebelum masing-masing orbital terisi sebuah elektron contoh: pengisian elektron pada 3p 4 3p 4 bukan BBeberapa hal penting dalam konfigurasi elektron ◦S◦S ubkulit dalam konfigurasi elektron ditulis kenaikan tingkat energinya ◦S◦S ubkulit dalam konfigurasi ditulis berdasarkan urutan kulit utama ◦K◦K onfigurasi singkat dengan menggunakan konfigurasi gas mulia Penyingkiran menggunakan gas mulia yang mempunyai nomor atom dengan selisih terdekatdan tidak melebihi 35 ◦o◦o rbital penuh-setengah penuh ◦K◦K onfigurasi elekrton dari ion Konfigurasi elektron dari ion merupakan konfigurasi elektron dari atom yang bermuatan listrik baik yang positif maupun negatif ↑↓↑↑

1.Pengelompokan unsur-unsur 2.Menurut beberapa tokoh mengenai sistem periodik unsur 3.Sifat periodik unsur 4.Hubungan sistem periodik unsur dengan konfiguransi elektron

 Logam dan non logam  Mula-mula unsur dikelompokkan atas logam dan non logam  Contoh logam:Fe,Cu,Pt,Mg,Na,dll  Contoh non logam:S,C,O,F,Cl,dll

 1.Triad dari Dobereiner Dobereiner menemukan hubungan sifat kimia dengan BA(bilangan atom).Ia mengelompokkan unsur-unsur dan tiap kelompok terdiri dari 3 unsur yang sifatnya sama.Bahwa unsur kedua mempunyai berat atom sama dengan harga rata-rata unsur pertama dan ketiga. contoh:Ba Cl=35,45 Ba Br=79,91 Ba I=126,terlihat bahwa Ba Br mendekati Ba rata-rata dari Cl dan I.

2.Oktaf dari New Lands Penyusunan unsur berdasarkan kenaikan berat atom bahwa unsur ke-8 mempunyai sifat yang mirip dengan unsur pertama unsur ke-9 mirip sifatnya dengan unsur ke-2.Sifat unsur diketemukan kembali secara berkala atau periodik setelah delapan unsur(hukum oktaf). 3.Susunan berkala Mendelev Penyusunan unsur berdasarkan kenaikan berat atom secara berkala.Ia mendapatkan unsur yang sifatnya sama dan unsur ini diletakkan di bawah unsur yang telah ada.Dalam susunan ini terdapat tempat yang kosong dan menurut ramalan ada unsurnya, tapi belum ditemukan

4. Susunan berkala bentuk panjang  Penyusunan unsur menurut kenaikan nomor atom. Lajur horizontal disebut periode (ada 7 periode), lajur vertikal terdiri dari golongan IA sampai VIIIA disebut golongan utama dan IB sampai VIIB ditambah VIII disebut golongan tambahan (transisi).  Hubungan sisitem periodik dengan konfigurasi elektron unsur-unsur. Periode pertama sistem periodik terdiri dari H dan He. Ini sesuai dengan konfigurasi elektron dan atomnya, yaitu 1s 1 dan 1s 2. Dengan demikian orbital 1s yang juga berarti kulit K, telah terisi penuh oleh elektron.

NOSIFATDEFENISISIFAT SATU GOLONGAN DARI ATAS KEBAWAH SIFAT SATU PAERIODE DARI KIRI KE KANAN 1JARI-JARI ATOMJarak antara kulit terluar dengan inti atom Makin besarMakin kecil 2Pootensial ionisasi atau energi ionisasi (EI) Energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron pada kulit terluar Makin kecilMakin besar 3Afinitas elektronEnergi yang menyertai proses penambahan elektron pada satu atom netral berbentuk gas sehingga ion negatif terbentuk (-) energi dilepas (+) energi diserap Makin kecil yang paling besar golongan 7A paling negatif Makin besar

4keelektronegatifanKemampuan atom untuk menangkap elektron Makin berkurang Makin bertambah 5Sifat logam dan non logam Logam:cenderun g melepas elektron non: cenderung menangkap elektron Makin bertambah sifat logamnya Makin berkurang 6Titik didih/titik cairMula2 naik puncaknya digolongan 4A turun secara drastis (terendah)8 A

 Golongan utama (A) pada golongan utama tiappartikel memwakili tiap glongan unsur utama.nomor golongan menunjukkan jumlah elektron pada kulit terluar(elektron valensi) Unsur-unsur golongan utama terletak pada subkulit atau blok s dan p. rumusnya Ns 1,ns 2 dan seterusnya Keterangan N= nomor atom S=periode unsur

 Golongan unsur transisi (B) berakhir pada orbital d. untuk menentukann nomor golongan dan jumlah elektron ns dan(n-1) d  Contoh 55 Fe : 4s 2 3d 6 Fe mempunyai kulit terluar 4 berarti terletak padda periode iv nomor glongan Fe adalah 2+6=8 jadi,Fe terletak pada golongan VIIIB periode 4

 Unsur transisi menyatakan unsur- unsur yang elektron valensinya 4f dan 5f. Ada dua jenis unsur transisi dalam yaitu 1. Unsur-unsur lantanida adalah unsur-unsur yang elektron valensinya pada orbital 4f 2. Unsur –unsur aktinida yaitu pada orbital 5f

 Blok s :terdiri dari IA dan IIA.pada golongan ini terdapat unsur- unsur yang termasuk logam aktif,kecuali H dan He  Blok p :terdiri dari golongan IIIA sampai pada IVA. Pada golongan ini terdapat unsur wakil karena terdapat hampir semua jenis unsur.seperti logam,nonlogam metaloid

 Blok d : terdiri dari golongan IIB sampai dengan IIIB. Unsur-unsur pada golongan ini disebut juga unsur transisi.semua unsurnya termasuk jenis logam.  Blok f : terdiri dari lantanida dan aktinida.semua unsur ini termasuk unsur transisi dalam.semua unsurnya merupakan logam.pada periode 7 unsuur aktinida bersifat radioaktif.

IIkatan kimia adalah gaya tarik-menarik antara atom- atom,ion-ion, dan molekul-molekul. Menurut W.Wossel dan Gilbert N Lewis (1916) kestabilan unsur-unsur gas mulia disebabkan oleh elektron valensinya yang berjumlah 8 (oktet) kecuali 2 (duplet) untuk He.Susunan elektron ini dikenal dengan sebutan susunan elektron stabil.  Cara suatu atom untuk mencapai Susunan Elektron Stabil : a. Melepas elektron valensinya  Bila suatu atom memilki elektron valensi 1 s/d 3 maka atom tersebut akan melepaskan elektron valensinya agar stabil oktet.  b. Menerima elektron  Bila suatu elektron valensi memiliki elektron valensi 4 s/d 7 maka atom tersebut akan menerima elektron agar mencapai SES oktet.

 Struktur Lewis adalah struktur suatu unsur yang dikelilingi sejumlah titik yang melambangkan elektron valensinya  Tujuan : Menggambarkan terjadinya pembentukan ikatan kimia secara sederhana.

 Ikatan Ion  Ikatan ion adalah ikatan kimia yang dibentuk..  Ikatan ion terbentuk akibat gaya elektrostatis antara ion yang berlawanan muatan, sebagai akibat serah terima elektron dari suatu atom ke atom lain.  Ikatan ion terjadi antara atom yang mudah melepaskan elektron (logam) dengan atom yang mudah menerima elektron (non logam).  Atom yang melepaskan elektron menjadi ion positif dan atom yang menerima elektron menjadi ion negatif.  Ikatan Kovalen  Ikatan kovalen adalah ikatan yang terbentuk melalui penggunaan bersama pasangan elektron.  Ikatan kovalen terjadi antara atom-atom nonlogam yang saling berikatan.  Untuk menggambarkan terjadinya ikatan kovalen digunakan struktur Lewis.

Senyawa Ion Senyawa Kovalen  Berupa zat padat kristal, keras, tetapi rapuh  Dapat menghantarkan arus listrik  Titik leleh dan titik didih tinggi  Mudah larut dalam air  Berupa zat padat kristal, keras, tetapi rapuh  Dapat menghantarkan arus listrik  Titik leleh dan titik didih tinggi  Mudah larut dalam air  Sebagian berupa gas, air ataupun padat  Hanya sebagian yang dapat menghantarkan arus listrik  Titik leleh dan titik didih relatif rendah  Ada yang mudah larut dalam air ada yang sukar  Sebagian berupa gas, air ataupun padat  Hanya sebagian yang dapat menghantarkan arus listrik  Titik leleh dan titik didih relatif rendah  Ada yang mudah larut dalam air ada yang sukar

Secara umum, ikatan kovalen koordinasi digambarkan : X + Y → X : Y → X←Y  Ikatan kovalen koordinasi adalah ikatan kovalen yang terjadi jika pasangan elektron yang digunakan bersama berasal dari salah satu atom yang berikatan.

Kovalen Polar Kovalen Nonpolar  Dimana Pasangan Elektron Ikatan tertarik lebih kuat ke salah satu atom.  Dimana Pasangan Elektron Ikatan tertarik sama kuat ke seluruh atom.

 Semua elektron valensi ditunjukkan dengan titik di sekitar atomnya.  Satu ikatan (ikatan tunggal) antara dua atom dibentuk dengan penggunaan bersama dua elektron (satu dari masing-masing atom).  Satu garis sebagai ganti pasangan titik sering digunakan untuk menunjukkan pasangan elektron ikatan.  Elektron yang tidak digunakan untuk ikatan tetap sebagai elektron bebas.  Kecuali untuk atom hidrogen (yang akan memiliki 2 elektron bila berikatan), atom umumnya akan memiliki 8 elektron untuk memenuhi aturan oktet.

IKATAN LOGAM Sifat-Sifat Logam  Ikatan logam adalah gaya tarik-menarik (interaksi) antara ion-ion positif logam dengan elektron valensinya.  Gaya tarik-menarik antara ion positif dan elektron valensinya cukup kuat sehingga dapat membentuk suatu unsur logam berupa padatan yang kuat.  Kekuatan ikatan logam untuk jenis logam berbeda- beda tergantung pada banyaknya elektron valensi dalam atom unsur logam. PPadat, kuat, titik didih dan titik leleh tinggi. MMengilap jika digosok. DDapat ditempa dan direnggangkan menjadi kawat. PPenghantar panas dan listrik yang baik.

Ikatan hidrogen adalah gaya tarik-menarik antara atom H dalam satu molekul dengan atom yang sangat elektronegatif (N,O,F) dari molekul yang lain. UUrutan kekuatan gaya tarik antar molekul adalah : ikatan hidrogen > gaya antardipol > gaya London DDipengaruhi : titik didih dan titik leleh suatu zat.

 Gaya dorong pembentukan hydrogen adalah distribusi muatan yang tak seragam dalam molekul, atau polaritas molekul (dipole permanen). Polaritas molekul adalah sebab agregasi molekul menjadi cair atau padat.

 Disebabkan oleh perbedaan keelektronegatifan antara dua atom yang berkaitan.  Molekul-molekul yang memiliki dipol disebut molekul polar dan ikatannya disebut ikatan kovalen polar.  Molekul-molekul yang tidak mempunyai dipol disebut molekul nonpolar dan ikatannya disebut ikatan kopvalen nonpolar.

STRUKTUR LEWIS DAN TEORI VSEPR

 Dalam penggambaran molekul/ion dengan struktur Lewis kita harus mengetahui rumus senyawa dan posisi relatif masing-masing atom  Jumlah total elektron valensi dari seluruh atom didistribusikan keseluruh atom yang berikatan dan sisanya menjadi pasangan elektron sunyi (tak berikatan)

1. Tempatkan atom relatif terhadap atom lain, atom dengan nomor golongan lebih rendah berada ditengah, jika sama maka atom dengan periode lebih tinggi karena atom yang kurang eleltronegatif diposisikan pada pusat/tengah 2. Tentukan jumlah total elektron valensi yang ada 3. Buat garis ikatan tunggal dari atom pusat ke seluruh atom sekelilingnya 4. Distribusikan elektron tersisa sedemikian sehingga semua atom memiliki elektron valensi delapan (oktet)

 Secara umum caranya sama dengan satu atom pusat hanya saja perlu memperhatikan posisi dua atom pusat yang dimungkinkan membentuk ikatan lebih banyak  Contoh senyawa CH 4 O  Latihan : tuliskan struktur Lewis NH 3 O, C 2 H 6 O

 Langkah 1 s.d. 4 sama seperti molekul berikatan tunggal namun ada tambahan  Langkah 5 jika atom pusat masih belum memiliki 8 elektron valensi, ubah pasangan elektron sunyi pada atom sekitar menjadi satu ikatan lagi  Contoh pada senyawa C 2 H 4

1. Molekul kekurangan elektron (electron deficient) senyawa dengan atom pusat Be atau B cenderung memiliki elektron valensi kurang dari 8: BF 3 dan BeCl 2 Muatan formal menunjukkan struktur tanpa ikatan rangkap lebih disukai BF 3 memiliki 8 elektron valensi dengan membentuk ikatan lebih lanjut dengan NH 3

2. Molekul dengan elektron ganjil (odd electron). Beberapa molekul memiliki jumlah elektron ganjil sehingga tidak memungkinkan mencapai 8 elektron Adanya elektron yang tidak berpasangan dan tidak berikatan, spesies ini disebut radikal bebas, misal pada NO 2 Senyawa ini berikatan dengan sesamanya membentuk N 2 O 4 dengan elektron valensi 8

3. Kulit Valensi Ekspansi (expanded valence shell). Beberapa molekul/ion memiliki lebih dari 8 elektron disekitarnya molekul ini meningkatkan kapasitas kulit valensinya dengan memanfaatkan kulit d yang kosong untuk berikatan kulit valensi terekspansi hanya terjadi pada atom pusat non logam dari perioda 3 keatas dengan kulit d yang bisa dipakai Contoh senyawa: SF 6, PCl 5 dan H 2 SO 4

 Penggambaran bentuk molekul dengan bantuan VSEPR didasari oleh penggambaran struktur Lewis sebagai model 2 dimensi  Dalam teori VSEPR atom pusat akan menempatkan secara relatif grup (bisa berupa atom atau pasangan elektron) pada posisi tertentu  Prinsip dasarnya: masing-masing grup elektron valensi ditempatkan sejauh mungkin satu sama lain untuk meminimalkan gaya tolakan.  Notasi yang dipakai: A = atom pusat, X = atom sekitar yang berikatan dan E = grup elektron valensi yang tidak berikatan (sunyi)

 Ikatan rangkap memberikan gaya tolakan lebih kuat dibanding ikatan tunggal  Pasangan elektron sunyi juga memberikan tolakan lebih kuat dibanding pasangan elektron berikatan