KIMIA ANORGANIK

Sistem Periodik, Ikatan Kimia, Struktur Atom,

dan Struktur Molekul

Makalah ini ditujukan untuk memenuhi tugas mata kuliah Kimia Terapan

Dosen Pembimbing :

Drs. A Ngatin

Disususun Oleh:

Fitri Laila Amatullah (091411009)

Yosi Octavianti (091411030)

1A

TEKNIK KIMIA D3

POLITEKNIK NEGERI BANDUNG

2010

BAB I

SISTEM PERIODIK

1.1 Sistem Periodik Unsur-unsur

Periode dan Golongan

Sistem Periodik Modern dibagi menjadi suatu baris-baris (dari kiri ke kanan) dan kolom-

kolom (dari atas ke bawah). Baris disebut perioda, sedangkan kolom disebut golongan. Unsur

yang jumlah kulitnya sama, terletak pada periode yang sama.

Nomor Perioda = jumlah kulit

Unsur-unsur yang struktur electron terluarnya (electron valensi) sama terletak pada golongan

yang sama. Karena sifat kimia ditetukan oleh struktur electron valensi maka unsure-unsur

sergolongan mempunyai sifat kimia yang mirip.

1.2 Sifat-sifat Unsur

Energi Ionisasi

Energi Ionisasi suatu atom yang biasa diberi symbol I, adalah energi yang harus diserap oleh

suatu atom dalam keadaan gas untuk menghasilkan ion positif (yang juga berada dalam

keadaan gas) dengan jalan melepaskan elektron.

Energi ionisasi biasanya dinyatakan dalam satuan volt. Energi ionisasi dapat ditentukan

dengan menggunakan tabung sinar katoda. Unsur yang akan diukur energi ionisasinya,

ditempatkan pada tabung dalam bentuk gas yang bertekanan sangat rendah.

Afinitas Elektron

Afinitas electron adalah energy yang dibebaskan pada saat suatu atom gas netral menerima

sebuah electron. Elektron ini berasal dari luar dan diserap oleh atom. Afinitas electron diberi

symbol AE.

Elektronegativitas

Elektronegativitas menggambarkan kemampuan suatu atom dalam bersaing dengan atom

lainuntuk menarik electron. Elektronegativitas berhubungan dengan energy ionisasi dan

afinitas electron. Hal ini disebabkan kedua besaran tadi menggambarkan kemampuan suatu

atom untuk melepaskan atau menarik electron. Di antara unsure-unsur, fluor adalah unsure

yang paling peluing elektronegatif, sedangkan unsure-unsur alkali mempunyai

elektronegativitas yang paling kecil.

Elektronegativitas merupakan satuan yang tidak berdimensi atau tak memiliki satuan.

1.3 Sifat-sifat Secara Umum

Makin mendekati pusat, sifat periodikmakin membesar!

Pusat

ENERGI IONISASI

KEELEKTRONEGATIFAN

Pusat

JARI-JARI

SIFAT LOGAM

1.4 Hubungan Konfigurasi dalam Sistem

Unsur-unsur

Unsur Utama (A)

Unsur-unsur yang pengisian elektronnya berakhir pada subkulit s (blok s) atau subkulit p (blok p).

Struktur electron valensi:

ns…np…

n= periodas+p = nomor golongan

NomorGolongan

NamaGolongan

ElektronValensi

IA Alkali s1

IIA Alkali tanah s2

IIIA Gol. Boron s2p1

IV A Gol. Karbon s2 p2

VA Gol. Nitrogen s2 p3

VI A Gol. Oksigen s2 p4

VII A Halogen s2 p5

VIII A Gas Mulia s2 p6

Perkecualian:1H : 1s1 :hydrogen tidak mempunyai golongan2He : 1s2 : helium termasuk gas mulia (VIIIA)

Unsur Transisi (B)

Unsur-unsur yang pengisian elektronnya berakhir pada subkulit d (blok d).

Struktur electron valensi:

ns…(n-1)d…

n = perioda

s+d = nomor golongan

Perkecualian:

Jika s+d = 9 golongan VIII B

Jika s+d = 10 golongan VIII B

Jika s+d = 11 golongan I B

Jika s+d = 12 golongan II B

Unsur Transisi Dalam

Unsur-unsur yang pengisian elektronnya berakhir pada subkulit f (blok f).

Struktur electron valensi:

(n-2)f…(n-1)d1ns2…

Lantanida: berakhir di 4f

Aktinida: berakhir di 5f

BAB II

IKATAN KIMIA

2.1 Pengertrian Ikatan Kimia

Ikatan kimia adalah daya tarik-menarik antara atom yang menyebabkan suatu senyawa kimia

dapat bersatu.

Suatu partikel baik berupa ion bermuatan, inti atom dan elektron diantara mereka, akan

membentuk ikatan kimia karena akan menurunkan energi potensial antara partikel positif dan

negatif.

Ikatan kimia dapat dibagi menjadi dua: ikatan ion dan ikatan kovalen. Disebut ikatan ion jika

terjadinya perpindahan electron di antara atom untuk membentuk partikel yang bermuatan

listrik dan mempunyai daya tarik-menarik. Daya tarik-menarik di antara ion-ion yang

bermuatan berlawanan merupakan suatu ikatan ion. Ikatan kovalen terbentuk dari terbaginya

electron di antara atom-atom.

2.2 Ikatan Ionik

Transfer Elektron dan Ikatan Ionik:

1. Ikatan ini terjadi ketika ada perbedaan tendensi yang sangat besar dari atom untuk

melepas atau menangkap elektron

2. Perbedaan terjadi antara logam yang reaktif (gol 1A) dan non logam (gol 7A dan 6A atas)

3. Atom logam (IE rendah) kehilangan satu atau dua elektron valensi, sementara atom non

logam (EA sangat negatif) menangkap elektron

4. Terjadi transfer elektron antara logam dan non logam membentuk ion dengan konfigurasi

gas mulia

5. Gaya elektrostatik antar ion positif dan negatif membentuk susunan padatan ionik dengan

rumus kimia menunjukkan rasio kation terhadap anion (rumus empiris)

Model Ikatan Ionik:

Fokus utama model ikatan ionik adalah adanya transfer elektron dari logam ke non logam

untuk membentuk ion yang kemudian bersatu membentuk padatan senyawa ionik

Berdasarkan fenomena yang terjadi Lewis mengajukan aturan oktet, saat atom-atom

berikatan, ia akan melepas, menangkap atau memakai bersama elektron untuk mencapai

pengisian kulit terluar 8 (atau 2) elektron

Aspek Energi dalam Ikatan Ionik Energi Kisi:

Misalkan ada suatu reaksi antara unsur logam yang reaktif (Li) dan mudah melepas

elektron dengan gas halogen (F) yang cenderung menarik elektron:

o Li(g) à Li+(g) + e- IE1 = 520 kJ

o F(g) + e- à F-(g) EA = -328 kJ

Reaksi total:

o Li(g) + F(g) à Li+(g) + F-(g) IE1 + EA = 192 kJ

Energi total yang dibutuhkan reaksi ini bahkan lebih besar karena kita harus

mengkonversi Li dan F kedalam bentuk gas

Akan tetapi eksperimen menunjukkan enthalpi pembentukan padatan LiF (∆H0f) = -617

kJ

Jika kedua unsur dalam bentuk gas:

Li+(g) + F-(g) à LiF(g) ∆H0 = -755 kJ

Energi kisi adalah perubahan enthalpi yang menyertai ion-ion gas yang bergabung

membentuk padatan ionik:

Li+(g) + F-(g) à LiF(s) ∆H0kisi LiF = energi kisi

o = -1050 kJ

o

Faktor yang Mempengaruhi Energi Kisi

Pengaruh dari ukuran ion, semakin besar ukuran/jari-jari maka energi kisi akan semakin

kecil. Dalam satu golongan makin kebawah ukuran makin besar dan energi kisi makin

kecil

Pengaruh dari muatan ion dengan semakin besar muatan ion (Na+ < Mg2+) maka energi

kisi akan semakin besar.

Sifat-sifat Ikatan Ionik:

Keras

Kaku

Rapuh

2.3 Ikatan Kovalen

Sharing Elektron dan Ikatan Kovalen:

Ikatan ini terjadi manakala terjadi perbedaan kecil pada tendensi untuk melepas atau

menangkap elektron sehingga terjadi sharing elektron

Tipe ikatan ini umum terjadi antar atom non logam (logam juga bisa berikatan kovalen)

Tiap-tiap atom non logam mempertahakan elektron masing-masing dan mencoba

menarik elektron atom lain

Gaya tarik masing-masing atom terhadap elektron valensi lawannya membuat kedua

atom berikatan

Pasangan elektron sharing (pakai bersama) dianggap terlokalisasi diantara kedua atom

Ikatan ini menghasilkan molekul-molekul yang terpisah dan merefleksikan rumus kimia

sebenarnya (rumus molekul)

Pita Elektron Ikatan Logam:

Secara umum atom logam berukuran besar, logam dapat dengan mudah kehilangan

elektron terluar (IE rendah) namun sulit menangkap/memperoleh elektron

Sifat ini mengarahkan logam-logam untuk sharing elektron valensi mereka dengan cara

yang berbeda pada ikatan kovalen

Dalam model ikatan logam, elektron valensi atom-atom logam yang berdekatan akan

berkumpul membentuk pita (lautan elektron) yang terdistribusi secara merata diantara

atom-atom tersebut dan disekitar inti dan elektron bagian dalam

Pada ikatan ini elektron sharing terdelokalisasi dan bergerak bebas disekujur potongan

logam.

Simbol Titik Elektron Lewis:

Dalam model simbol titik elektron Lewis (G.N. Lewis1875 – 1946), simbol unsur

mewakili inti dan elektron bagian dalam sedangkan titik-titik disekitarnya menunjukkan

elektron valensi

Nomor grup A yang menunjukkan jumlah elektron valensi

Tempatkan satu titik pada masing-masing sisi (atas, bawah, kiri, kanan)

Baru pasangkan titik-titik hingga semua terpakai

Sifat Ikatan Kovalen

BAB III

STRUKTUR ATOM

3.1 Partikel Dasar Atom

Parttikel dasar Muatan relatif Massa relatif

Proton (p) 1 1

Neutron (n) 0 1

Electron (e) -1 0

3.2 Lambang Atom

Jumlah proton = Z

Jumlah neutron = A-Z

Jumlah electron = Z- muatan

3.3 Konfigurasi Elektron

Jenis-jenis subkulit

1. Subkulit s (sharp) → memiliki 1 orbital (maksimum 2 elektron)

2. Subkulit p (principles) → memiliki 3 orbital (maksimum 6 elektron)

3. Subkulit d (diffuse) → memiliki 1 orbital (maksimum 10 elektron)

4. Subkulit f (fundamental) → memiliki 1 orbital (maksimum 14 elektron)

Pengisian electron ke dalam subkulit mengikuti prinsip Aufbau (=meningkat, Jerman)

yaitu elektron-elektron mengisi subkulit mulai dari yang betenergi rendah terlebih dahulu

kemmudian dilanjjutkan ke subkulit yang berenergi lebih tinggi, menurut bagan sebagai

berikut:

A

XZ

1s

2[He] 2s 2p

10[Ne] 3s 3p

18[Ar] 4s 3d 4p

36[Kr] 5s 4d 5p

54[Xe] 6s 4f 5d 6p

86[Rn] 7s 5f 6d 7p

Pada pengisian electron, subkulit d cenderung penuh (berisi 10 elektron) atau setengah

penuh (berisi 5 elektron), sehingga dalam atom:

ns2 (n-1)d9 → ns1 (n-1)d10

ns2 (n-1)d4 → ns1 (n-1)d5

BAB IV

STRUKTUR MOLEKUL

3.1 Bentuk Molekul

Meskipun jumlah molekul sangat banyak, tetapi jumlah cara atom menata dirinya membentuk

molekul terbatas. Oleh sebab itu pengertian dan melukiskan bentuk molekul tidak begitu rumit

seperti yang dibayangkan. Kebanyakan molekul mempunyai bentuk yang didasarkan pada lima

bentuk geometri yang berbeda.

1. Molekul linier (garis lurus)

Penataan atom dalam bentuk linier, bila semua atom berada dalam bentuk garis lurus.

Sudut yang terbentuk di antara dua atom yang terikat yang menuju ke atom sentral,

disebut sudut ikatan yang besarnya 180o.

2. Molekul triangular (sudut segitiga) yang rata(dalam satu bidang)

Empat atom yang tersusun membentuk segitiga (triangular) pada bidang rata, keempat

atomnya terletak pada bidang yang sama. Atom sentral dikelilingi oleh tiga atom yang

membentuk segitiga. Ssemua sudut ikatan besarnya 120o.

3. Molekul tetrahedron

Tetrahedron adalah pramid empat sisi yang mempunyai tiga sudut yang sama. Pada

molekul tetrahedron, atom sentral terletak di tengah tetrahedron dan keempat atomnya

terletak pada sudut-sudut. Semua sudut ikatan sama besarnya yaitu 109,5o.

4. Molekul bipiramid yang trigonal

Bipiramid trigonal terdiri dari dua pyramid trigonal (pyramid denan dasar triangular,

yang sama dengan tetrahedron) yang permukaannya dibagi bersama.

Molekul bipiramid trigonal mempunyai atom sentral yang dikelilingi oleh lima atom

lainnya. Atom sentral terletak di tengah bidang triangular, dimana bidang ini merupakan

bagian dari pyramid atas dan pyramid bawah. Kelima atom yang melekat pada atom

pusat terletak pada lima sudut. Pada molekul ini, tidak semua sudut ikatan sama. Diantara

dua ikatan yang terletak di bidang segitiga pusat, besar sudut ikatan adalah 120o. Besar

sudutnya hanya 90o antara ikatan dengan bidang segitiga pusat dengan ikatan yang

membentuk bipiramid trigonal di atas dan di bawah bidang segitiga pusat.

5. Molekul Oktahedron

Suatu octahedron adalah gambar geometri yang mempunyai delapan permukaan. Kita

dapat membayangkan molekul tersebut terdiri dari dua pyramid yang dasarnya bidang

empat persegi yang dibagi bersama.

Pada molekul octahedron, atom pusat dikielilingi oleh enam atom lainnya. Atom pusat

terletak di tengah segiempat yang melalui titik tengah octahedron. Keenam atom terikat

ke atas pusat dengan enam sudut octahedron. Sudut setiap pasangan ato yang berdekatan

besarnya sama yaitu 90o.

Ringkasan bentuk molekul:

Jenis molekul atau ion Bentuk

MX2 Garis lurus/linier

MX3 Segitiga datar

MX2E Tidak lurus(bersudut, bengkok)

MX4 Tetrahedral

MX3E Piramid trigonal

MX2E2 Tidak garis lurus (bersudut, bengkok)

MX5 Bipiramid trigonal

MX4E Tetrahedral yang bengkok

MX3E2 Bentuk T

MX2E3 Garis lurus/linier

MX6 Octahedral

MX5E Pyramid segiempat

MX4E2 Bidang datar segiempat

Keterangan:

MX4 Senyawa ini adalah molekul tetrahedral dengan ligan terikat oleh semua

keempat pasang electron tersebut. Contohnya adalah metana, CH4

MX3E Bila ada satu pasangan sunyi, molekul berbentuk pyramid trigonal yang

terbentuk. Molekul ini berbentuk pyramid dengan dasarnya

segitiga. Contohnya adalah amoniak, NH3.

MX2E2 Dua pasangan sunyi membentuk struktur tidak lurus atau bersudut.

Contohnya H2O

MX5 Semua pasangan electron pada ikatan dan molekul bipiramid trigonal yang

terbentuk

MX4E Bila salah satu dari lima pasang electron adalah pasangan sunyi, maka di

perkirakan ada dua struktur molekul yang terbentuk; salah satu

pasangan sunyi pada pusat bidang datar segitiga (struktur I pada

batas) dan yang lainnya dengan pasangan sunyi yang tegak lurus

pada bidang datar ini (struktur II)

MX3E2 Struktur ini mempunyai dua pasangan sunyi pada pusat segitiga dan atom-

atomnya tersusun dalam bentuk huruf T pada sisi-sisinya. Molekul

ini disebut molekul bentuk T

MX2E3 Struktur ini mempunyai tiga pasangan sunyi pada pusat segitiga dan atom-

atomnya tersusun dalam bentuj garis lurus, struktur ini disebut

struktur linier.

MX6 Bila semua pasangan electron digunakan untuk membentuk ikatan, maka

akan terbentuk struktur octahedral

MX5E Atom-atom pada struktur ini berada pada sudut pyramid dengan dasar

segiempat, jadi struturnya digambarkan sebagai pyramid segiempat

(square pyramidal)

MX4E2 Dengan dua pasangan sunyi, perputaran minimum terjadi bila pasangan ini

terletak terpisah sejauh mungkin. Hal ini membentuk susunan atom

sebagai bidang datar segiempat (square planar).

DAFTAR PUSTAKA

Brady, James.E. 1999. Kimia Universitas Asas & Struktur.Jakarta:Binarupa Aksara

Bird, Tony.1985.Kimia Fisik Untuk Universitas.Jakarta:Gramedia

Daniel.2008.505 Soal Pilihan Kimia.Bandung: