PR Kimia 10A Ed. 2019

2. Konfigurasi Elektron
dan Elektron Valensi

Elektron Valensi

Elektron valensi adalah jumlah elektron pada subkulit dengan
harga n terbesar yang digunakan untuk pembentukan ikatan
kimia.
Contoh:

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

3. Bilangan Kuantum

Bilangan Bilangan Kuantum Utama (n)
Kuantum Bilangan Kuantum Azimuth

(ℓ)
Bilangan Kuantum Magnetik

(m)
Bilangan Kuantum Spin (s)

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

Bilangan Kuantum 3. Bilangan Kuantum
Utama (n)

• Menyatakan posisi elektron dalam Kulit n
kulit atom, menjelaskan jarak rata- K 1
rata awan elektron dari inti atom, L 2
serta menyatakan tingkat energi M 3
elektron dalam suatu atom. N 4
• eSneemrgaikaintobmessaermnailkaiinnt,itnignggik.at
Bilangan kuantum utama
• mempunyai harga mulai dari 1, 2, 3,

4, dan seterusnya.

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

3. Bilangan Kuantum

Bilangan Kuantum Kuli n Harga ℓ yang Subkulit
Azimuth (ℓ) t diizinkan

• Menyatakan subkulit atau K1 0 1s
orbitaHla.rga ℓ = 0, 1, 2, . . . (n – 1)
L 2 0, 1 2s, 2s
harga ℓ = 0 --> subkulit s
harga ℓ = 1 --> subkulit p M3 0, 1, 2 3s, 3p, 3d
harga ℓ = 2 --> subkulit d
harga ℓ = 3 --> subkulit f N4 0, 1, 2, 3 4s, 4p, 4d,
4f

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

3. Bilangan Kuantum

Bilangan Kuantum ℓ Subkul Harga m Jumlah
Magnetik (m) it Orbital

• Menentukan orientasi orbital 0s 0 1
dalam ruang di sekitar inti atom.
harga m = –ℓ, 0, 1p -1, 0, +1 3
hingga +ℓ
2d -2, -1, 0, 5
3f +1, +2 7
-3, -2, -1, 0, +1,
+2, +3

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

3. Bilangan Kuantum

Bilangan Kuantum
Spin (s)

• Menyatakan arah putar elektron
terhadap sumbunya (berotasi)
sewaktu elektron berputar
mengelilingi inti atom.

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

3. Bilangan Kuantum

Contoh Soal

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

• Orbital s 4. Bentuk dan
Orientasi Orbital

• Orbital p

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

• Orbital d 4. Bentuk dan
Orientasi Orbital

• Orbital f

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

IIIBAB
Sistem Periodik Unsur

A. Perkembangan Sistem Periodik
Unsur

B. Sifat Unsur dan Sifat
Keperiodikan Unsur

<< penataan barang-barang sesuai jenis
dan ukurannya

Kembali ke daftar isi

A. Perkembangan Sistem Periodik
Unsur

1. Sebelum Sistem Periodik
Modern
2. Sistem Periodik Modern

Mendeleyev, penemu tabel periodik berdasarkan
massa atom relatif

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

1. Sebelum Sistem
Periodik Modern

Logam dan Tabel Triade
Nonlogam Periodik Dobereine
Lavoisier
Lothar r
Meyer
Sistem Oktaf
Periodik Newlands
Mendeleye

v

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

1. Sebelum Sistem
Periodik Modern

a. Logam dan Nonlogam

• Para ahli kimia Arab dan Persia pertama kali mengelompokkan
unsur-unsur menjadi dua yaitu Lugham (logam) dan Laisa
lugham (nonlogam).
Unsur logam (ada 16 unsur)  besi, emas, perak, seng, nikel,
• dan tembaga.

• Unsur nonlogam  arsen, hidrogen, nitrogen, oksigen, karbon,
belerang, dan fosfor.

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

1. Sebelum Sistem
Periodik Modern

b. Tabel Periodik Lavoisier

• Dasar Pengelompokan unsur
adalah sifat kimia.

• Lavoisier mengelompokkan
unsur ke dalam empat
golongan yaitu gas, tanah,
logam, dan nonlogam.

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

1. Sebelum Sistem
Periodik Modern

• c. Triade Dobereiner

• Massa atom relatif unsur kedua
merupakan rata-rata dari massa
atom relatif unsur pertama dan
ketiga.

• Dobereiner menyimpulkan
bahwa unsur-unsur dapat
dikelompokkan ke dalam
beberapa kelompok yang terdiri
atas tiga unsur.

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

1. Sebelum Sistem
Periodik Modern

• d. Oktaf Newlands

• Unsur-unsur disusun berdasarkan
kenaikan massa atom relatifnya.

• Hukum Oktaf menyatakan ”Jika
unsur-unsur disusun berdasarkan
kenaikan nomor massa atom, sifat
unsur tersebut akan berulang
pada unsur kedelapan.”

• Kelemahan sistem oktaf
Newlands adalah masih ada
beberapa kotak yang diisi lebih
dari satu unsur.

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

1. Sebelum Sistem
Periodik Modern

• e. Sistem Periodik
Mendeleyev

• Dasar penyusunan = kenaikan massa atom.
• Keunggulan:

1) Menyediakan tempat kosong bagi
unsur-unsur yang diramalkan akan
ditemukan kemudian hari dan diberi
nama eka boron, eka germanium, dan
eka silikon.

2) Sistem periodik Mendeleyev
menyajikan data massa atom
beberapa unsur yang lebih akurat
seperti berillium (Be) dan uranium (U).

• Kelemahan = adanya beberapa urutan unsur
yang terbalik

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

• f. Lothar Meyer 1. Sebelum Sistem
Periodik Modern
• Dasar penyusunan = kenaikan
massa atom.

• Unsur-unsur yang menempati posisi
sama dalam grafik menunjukkan
sifat kimia yang mirip.

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

• Sistem periodik moder 2. Sistem Periodik
ditemukan oleh Henry G. J. Modern
Moseley pada tahun 1914.

• Dasar = kenaikan nomor atom
• Lajur vertikal = golongan 

disusun berdasarkan kemiripan
sifat.
• Lajur horizontal = periode 
disusun berdasarkan kenaikan
nomor atom.

Golongan

Periode

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

2. Sistem Periodik
Modern

Sistem Periodik
Modern

Golongan Periode Konfigurasi Elektron
dan Letak Unsur
dalam Tabel Periodik

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

2. Sistem Periodik
Modern

a. Golongan

• Golongan menyatakan Golongan Golongan Golongan
elektron valensi suatu Utama Transisi
unsur. Golongan Golongan
Tambahan Transisi Dalam
• Ditulis dengan angka
Romawi.

• Terdiri atas 16 golongan

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

Golongan A 2. Sistem Periodik
Modern

Golonga Nama Unsur-Unsur Elektron Blok
n Khusus Valensi
IA 1 ns1 s
alkali H, Li, Na, K, Rb, Cs, dan
IIA 2 Fr ns2 s

IIIA 13 alkali tanah Be, Mg, Ca, Sr, Ba, dan ns2 np1 p
IVA 14 Ra ns2 np2 p
VA 15 ns2 np3 p
VIA 16 aluminium B, Al, Ga, In, dan Tl ns2 np4 p
VII 17 ns2 np5 p
A karbon C, Si, Ge, Sn, dan Pb
VIII 18 nitrogen N, P, As, Sb, dan Bi ns2 np6 p
A
kalkogen O, S, Se, Te, dan Po

halogen F, Cl, Br, I, dan At

gas mulia He, Ne, Ar, Kr, Xe, dan
Rn

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

2. Sistem Periodik Modern

Golongan Tambahan

Golongan Elektron Blo • Blok f
Valensi k • Deret Lantanida  periode 6
IIIB 3 ns2 (n - 1)d1 d • Deret Aktinida  periode 7
IVB 4 ns2 (n - 1)d2 d
VB 5 ns2 (n - 1)d3 d
VIB 6 ns1 (n - 1)d5 d
VII 7 ns2 (n - 1)d5 d
B
VIII 8, 9, ns2 (n - d
B 10 1)d6,7,8
IB 11 ns1 (n - 1)d10 d
IIB 12 ns2 np10 d

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

2. Sistem Periodik Modern

b. Periode Periode Jumlah Unsur Keterangan
1 2 periode pendek
• Periode menyatakan 2 8 periode pendek
jumlah kulit atom unsur. 3 8 periode pendek
4 18 periode panjang
• Ditulis dengan angka Arab. 5 18 periode panjang
• Terdiri atas 7 periode
6 32 periode sangat panjang
7 32 (belum periode belum lengkap
lengkap)

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

2. Sistem Periodik Modern

c. Konfigurasi Elektron dan Letak
Unsur dalam Tabel Periodik

Contoh:

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

2. Sistem Periodik Modern

Cara
Penyelesaian

Soal

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

B. Sifat Unsur dan Sifat
Keperiodikan Unsur

1. Sifat-Sifat Unsur dalam
Sistem Periodik Unsur
2. Massa Atom Relatif (Mr)
3. Sifat Keperiodikan Unsur

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

1. Sifat-Sifat Unsur dalam
Sistem Periodik Unsur

Logam dan Nonlogam

• Dalam satu golongan,
dari atas ke bawah sifat
logamnya semakin
bertambah.

• Dalam satu periode dari
kiri ke kanan sifat
logamnya semakin
berkurang.

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

1. Sifat-Sifat Unsur dalam
Sistem Periodik Unsur

• Wujud

Gas Cair Padat
He, Ne, Ar, Kr, Br dan Hg Unsur
Xe, Rn, F, Cl, O N, lainnya
dan H

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

Kemiripan Sifat Unsur-Unsur 1. Sifat-Sifat Unsur dalam
dalam Satu Golongan Sistem Periodik Unsur

• bersifat logam • bersifat nonlogam
• lunak dan dapat diiris • berupa molekul diatomik
• ringan (massa jenis < 1 g Cm-3) • beracun
• reaktif terhadap air (semakin reaktif • berwarna
• reaktif terhadap unsur golongan IA
seiring bertambahnya nomor atom)

• bersifat logam • bersifat nonlogam
• reaktif terhadap air (kereaktifan • berwujud gas monoatomik
• sukar bereaksi dengan unsur-unsur lain
lebih kecil dibandingkan unsur • titik leleh dan titik didih sangat rendah
golongan IA)

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

2. Massa Atom Relatif (Ar)

Massa molekul rel1atif adalah perbandingan massa
satu molekul seny1a2wa terhadap massa satu atom
C-12.

M r unsur X massa 1 molekul X 2
1  massa 1 atom C  12
12

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

3. Sifat Keperiodikan Unsur

Sifat keperiodikan unsur adalah sifat-sifat yang berubah secara beraturan
sesuai dengan kenaikan nomor atom unsur, dari atas ke bawah dalam satu
golongan, atau dari kiri ke kanan dalam satu periode.

Sifat
Keperiodikan

Unsur

Jari-Jari Atom Energi Ionisasi Afinitas Elektron Keelektronegatifan

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

3. Sifat Keperiodikan
Unsur

Jari-Jari Atom

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

• Dalam satu golongan dari atas ke
bawah, jari-jari atom semakin
besar.

• Dalam satu periode dari kiri ke
kanan, jari-jari atom semakin
kecil.

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

3. Sifat Keperiodikan Unsur

Energi Ionisasi

• Energi ionisasi atau potensial ionisasi adalah energi minimum yang
diperlukan oleh atom netral berwujud gas untuk melepaskan
elektron.

• Dalam satu golongan dari atas ke bawah, energi ionisasi semakin
berkurang.

• Dalam satu periode dari kiri ke kanan, energi ionisasi cenderung
bertambah.

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

3. Sifat Keperiodikan Unsur

Afinitas Elektron

• Afinitas elektron adalah
besarnya energi yang dibebaskan
satu atom netral dalam wujud
gas.

• Semakin besar energi yang
dilepaskan suatu atom, semakin
mudah atom-atom tersebut
menangkap elektron.

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

Keelektronegatifan 3. Sifat Keperiodikan Unsur

• Keelektronegatifan adalah kecenderungan suatu unsur untuk menarik
elektron sehingga bermuatan negatif.

• Dalam satu golongan dari atas ke bawah, keelektronegatifan semakin
berkurang.

• Dalam satu periode dari kiri ke kanan keelektronegatifan semakin
bertambah.

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

IVBAB IKATAN KIMIA

A. Terbentuknya Ikatan Kimia
B. Macam-Macam Ikatan Kimia
<< Ukiran pada gelas kaca diperoleh dari
reaksi senyawa kovalen HF dengan SiO2
menghasilkan SiF4

Kembali ke daftar isi

A. Terbentuknya Ikatan Kimia

1. Konfigurasi Elektron Stabil
2. Peran Elektron dalam
Ikatan Kimia
3. Lambang Lewis

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

1. Konfigurasi Elektron Stabil

• Suatu unsur dikatakan stabil
saat elektron valensinya 2
(kaidah duplet) atau
elektron valensinya 8
(kaidah oktet).

• Unsur-unsur golongan lain
cenderung ingin mencapai
keadaan stabil dengan
membentuk konfigurasi
elektron stabil seperti gas
mulia.

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

2. Peran Elektron
dalam Ikatan Kimia

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

3. Lambang Lewis

• Lambang Lewis dinyatakan
dengan menuliskan
lambang atom dikelilingi
oleh sejumlah titik atau
garis untuk menyatakan
elektron valensi.

• Jumlah elektron valensi
suatu unsur sesuai dengan
golongan unsur tersebut.

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

B. Macam-Macam Ikatan Kimia

1. Ikatan Ion 2. IIkkaattaannKKoovavlaelnen
3. Perbandingan Sifat Senyawa 4. PPeennyyimimppanagnagnanKaKidaaidhaOhktet
Ion dengan Senyawa Kovalen OdaknteDtudpalent Duplet
6. IIkkaattaannLLoogagmam
5. CCaarraaMMeenngggagmambabraSrtruktur
LSetrwuikstur Lewis

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

1. Ikatan Ion

• Ikatan ion = ikatan
elektrovalen

• Terbentuk karena adanya
serah terima elektron.

• Terbentuk dari unsur logam
dengan unsur nonlogam

• Contoh: NaCl

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

2. Ikatan Kovalen

• Terbentuk akibat
penggunaan bersama
pasangan elektron.

• Terjadi antarunsur
nonlogam

• Contoh: H2

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

2. Ikatan Kovalen

Ikatan Kovalen Tunggal, Rangkap Dua, dan Rangkap Tiga

Ikatan Kovalen Tunggal Ikatan Kovalen Rangkap Ikatan Kovalen Rangkap
Dua Tiga
Terjadi akibat penggunaan
bersama satu pasang Terjadi akibat penggunaan Terjadi akibat penggunaan
elektron bersama bersama tiga pasang
Digambarkan dengan elektron
sepasang elektron atau dua pasang elektron
satu garis lurus Digambarkan dengan dua Digambarkan dengan tiga
pasang
Contoh senyawa : H2 pasang
elektron atau dua garis elektron atau tiga garis
lurus
lurus
Contoh senyawa: O2 Contoh senyawa: N2

Kekuatan: ikatan kovalen rangkap tiga > ikatan kovalen rangkap dua > ikatan kovalen tunggal

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

2. Ikatan Kovalen

Ikatan Kovalen Koordinasi

• Ikatan kovalen koordinasi
= ikatan dativ = ikatan
semipolar.

• Ikatan kovalen koordinasi
terbentuk jika elektron
yang dipakai bersama
hanya berasal dari salah
satu atom penyusunnya.

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

Ikatan Kovalen Polar dan 2. Ikatan Kovalen
Nonpolar
1) Jumlah momen dipol
Ikatan Kovalen Ikatan Kovalen jumlah momen dipol = 0 --> nonpolar
Polar Nonpolar jumlah momen dipol > 0 --> polar

Ikatan antara Ikatan antara 2) Bentuk molekul
atom-atom yang atom-atom yang bentuk molekul simetris --> nonpolar,
memiliki tidak memiliki bentuk molekul asimetri --> polar
perbedaan perbedaan
keelektronegatifan keelektronegatif- 3) Molekul yang terdiri atas dua buah atom.
an Kedua atom sejenis --> nonpolar
kedua atom tidak sejenis --> polar
Contoh: HCl, HBr, Contoh: H2, CH4,
H2O dan 4) Molekul yang terdiri atas tiga atau lebi h
BF3. atom

atom pusat punya PEB --> polar
atom pusat tidak punya PEB --> nonpolar

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

3. Perbandingan Sifat Senyawa Ion
dengan Senyawa Kovalen

Senyawa Ion Senyawa Kovalen
Titik leleh dan titik didih tinggi
Titik leleh dan titik didih rendah karena gaya tarik-
Larut dalam pelarut polar (contoh air) menarik antarmolekulnya lemah meskipun ikatan
dan tidak larut dalam pelarut nonpolar antaratomnya kuat.
(contoh kloroform) Sebagian larut dalam pelarut polar (senyawa
Pada suhu kamar berwujud padat kovalen polar) dan sebagian larut dalam pelarut
nonpolar (senyawa kovalen nonpolar).
Dalam bentuk larutan dan leburannya Pada suhu kamar ada yang berwujud gas (misal H2
dapat menghantarkan arus listrik, tetapi dan CO2), cair (misal H2O dan HCl), ataupun padat
dalam bentuk padatannya tidak dapat (misal SiO2).
menghantarkan arus listrik. Sebagian larutannya dapat menghantarkan arus
listrik (misal HCl) dan sebagian tidak
menghantarkan arus listrik baik dalam bentuk
larutan, leburan, maupun padatan misal Cl2).

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

4. Penyimpangan Kaidah Oktet
dan Duplet

Senyawa yang Tidak Senyawa dengan Jumlah
Mencapai Kaidah Oktet Elektron Valensi Ganjil

Contoh: Contoh:

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab

4. Penyimpangan Kaidah Oktet
dan Duplet

Senyawa dengan Oktet Berkembang

Contoh:

Kembali ke daftar isi Kembali ke awal bab