Kimia Dasar-Ratulani

47

(2) 9 pria + 6 wanita → 6 pasang

Pada (1) tersisa 2 wanita, karena tidak ada pasangan dan semua pria habis,
sedangkan pada (2) tersisa 3 pria yang tidak berpasangan. Pada (1) pria dikatakan
sebagai pembatas dan pada (2) wanita dikatakan sebagai pembatas.

Contoh:
500 mL HCl 2,5 M direaksikan dengan 2 L Ba(OH)2 0,2 M. Tentukan:
a. Zat yang berperan sebagai pereaksi pembatas
b. Massa BaCl2 yang terjadi
c. Massa pereaksi yang tersisa
Mr BaCl2 = 208
Mr HCl = 36,5
Jawab:

Mol HCl = V × M = 0,5 L × 2,5 mol/L = 1,25 mol
Mol Ba(OH)2 = V × M = 2 L × 0,2 mol/L = 0,4 mol

Awal 2HCl Ba(OH)2 BaCl2 2H2O
Bereaksi + → +
Sisa 1,25 0,4 mol 0,8 mol
mol 0,4 mol 0,8 mol
0,8 0,4 mol 0,4 mol
mol
0,45 -
mol

a. Yang berperan sebagai pereaksi pembatas adalah Ba(OH)2

b. Massa BaCl2 yang terbentuk


= × = 0,4 × 208 = 0,832

c. Massa HCl yang bersisa


= × = 0,45 × 36,5 = 16,425

C. Rangkuman
Satu mol adalah sejumlah bilangan Avogadro (6,02 x 1023) dari atom, molekul

atau partikel lain. Mol suatu zat kimia dapat ditentukan dari rumus dan massanya.
Penentuannya bergantung pada keadaan zat, apakah padat, cair, gas atau larutan.

48

Konsentrasi larutan adalah sejumlah zat terlarut yang terdapat dalam sejumlah tertentu
larutan. Molaritas menyatakan konsentrasi sebagai jumlah mol zat terlarut dalam 1 L
larutan. Pengenceran adalah proses penambahan pelarut ke dalam suatu larutan, yang
akan mengurangi konsentrasi (molaritas) larutan tanpa mengubah jumlah mol zat
terlarut yang terdapat dalam larutan.

Suatu senyawa mempunyai rumus molekul, rumus empiris dan struktur molekul.
Rumus molekul dapat diketahui jumlah dan jenis atom yang bergabung dalam setiap
molekul senyawa. Rumus empiris menunjukan perbandingan paling sederhana dari
atom-atom di dalam suatu molekul. Menghitung massa zat yang terlibat dalam reaksi
disebut perhitungan kimia, yaitu mencari kesetaraan mol zat tersebut. Jika mol salah
satu zat diketahui maka yang lain dapat dihitung.

D. Tugas
1. Berapa mol asam sulfat H2SO4 yang terdapat dalam 85,3 gram H2SO4? (Ar H = 1,
Ar S = 32, ArO = 16).
2. Misalkan suatu larutan litium karbonat, Li2CO3 suatu obat yang digunakan untuk
mengobati depresi berat, pada labelnya tertulis 0,15 M. (a) berapa mol Li2CO3 yang
terdapat dalam 250 mL larutan?, (b) berapa gram Li2CO3 yang terdapat dalam 630
mL larutan?, (c) berapa mililiter larutan ini dibutuhkan agar diperoleh 0,01 mol
Li2CO3?
3. Alisin adalah senyawa yang menyebabkan bau khas bawang putih. Analisis dari
senyawa ini memberikan persen komposisi massa sebagai berikut C: 44,4%; H:
6,21%; S: 39,5%; O: 9,86%. Hitunglah rumus empirisnya. Jika massa molarnya
(Mr= 162 gram), bagaimana rumus molekulnya?
4. Perhatikan reaksi setara berikut:
6ClO2 + 3H2O 5HClO3 + HCl
a. Berapa mol HClO3 yang dihasilkan dari 14,3 gram ClO2?
b. Berapa gram H2O yang dibutuhkan untuk menghasilkan 5,74 gram HCl?

49

E. Daftar Pustaka
James E. Brady. Tanpa tahun. Kimia Universitas Asas dan Struktur, Jilid 1. Jakarta:
Binapura Aksara.
Raymond Chang. 2005. Kimia Dasar, Konsep-konsep Inti, Jilid 1. Jakarta:
Erlangga.
Syukri, S. 1999. Kimia Dasar 1. Bandung: ITB.

50

BAB IV
STRUKTUR ATOM

A. Penyajian Materi
4.1 Teori Atom dan Partikel Dasar Atom
Teori Atom Dalton
Semua zat kimia identik oleh partikel terkecil yang disebut atom. Atom
berasal dari bahasa Yunani, atomos (a = tidak, tomos = dibagi). Pada tahun 1807
John Dalton merumuskan pernyataannya yang disebut Teori Atom Dalton:
1. Unsur tersusun atas partikel yang sangat kecil, yang disebut atom. Semua unsur
tertentu adalah identik, yaitu mempunyai ukuran, massa dan sifat kimia yang
sama. Atom satu unsure tertentu berbeda dari atom semua unsur yang lain.
2. Senyawa tersusun atas atom-atom dari dua unsur atau lebih. Dalam setiap
senyawa, perbandingan antara jumlah atom dari setiap dua unsur yang ada bisa
merupakan bilangan bulat dan sederhana.
3. Yang terjadi dalam reaksi kimia hanyalah pemisahan, penggabungan, atau
penyusunan ulang atom-atom; reaksi kimia tidak mengakibatkan penciptaan
atau pemusnahan atom-atom.
Hipotesis pertama menyatakan: atom dari unsur yang satu berbeda dari atom
semua unsur yang lain.
Hipotesis kedua menyatakan: untuk membentuk suatu senyawa, tidak hanya
membutuhkan atom dari unsure-unsur yang sesuai, tetapijuga jumlah
yang spesifik dari atom-atom ini. Gagasan ini merupkan perluasan
Hukum Perbandingan Tetap. Hipotesis, kedua juga mendukung
Hukum Perbandingan Berganda.
Hipotesis ketiga merupakan: cara lain menyatakan Hukum Kekekalan Massa,
maka tidak dapat diciptakan maupun dimusnahkan.

51

Ditinjau dari teori modern terdapat beberapa kelemahan teori atom Dalton,
yaitu:
1. Dalton menyatakan bahwa atom tidak dapat dibagi-bagi. Kini telah dibuktikan

bahwa atom terbentuk dari partikel dasar (yang lebih kecil dari atom), yakni
neutron, proton dan electron.
2. Menurut Dalton, atom tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan. Ternyata
dengan reaksi nuklir satu atom dapat diubah menjadi atom unsure lain.
3. Dalton menyatakan bahwa atom suatu unsure sama dalam segala hal. Sekarang
ternyata ada isotop, yaitu atom yang sama tetapi massa yang berbeda.
4. Perbandingan unsur dalam suatu senyawa menurut Dalton adalah bilangan bulat
dan sederhana. Tetapi kini semakin banyak ditemukan senyawa dengan
perbandingan yang tidak sederhana misalnya C18H35O2Na.

Elektron
Salah satu alat digunakan untuk menyelidiki fenomena ini adalah tabung

sinar katoda, tabung ini berupa kaca yang sebagian besar udaranya sudah disedot
keluar. Ketika dua lempeng logam dihubungkan dengan sumber tegangan tinggi,
lempeng yang bermuatan negatif disebut Katoda, memancarkan sinar yang tidak
terlihat. Sinar katoda ini tertarik ke lempeng bermuatan positif, yang disebut
Anoda, dimana sinar itu melalui suatu lubang dan terus merambat menuju ujung
tabung satunya. Ketika sinar ini menumbuk permukaan yang telah dilapisi secara
khusus, sinar katoda tersebut menghasilkan pendaran yang kuat atau cahaya yang
terang. Karena sinar katoda ditarik oleh lempeng yang bermuatan positif dan ditolak
oleh lempeng yang bermuatan negatif, sinar tersebut haruslah terdiri atas partikel-
partikel yang bermuatan negatif. Kita mengenal partikel bermuatan negatif ini
sebagai Elektron.

Gambar 4.1 Tabung sinar katoda. Sinar
mengalir dari katoda (-) ke anoda (+)

52

Sifat sinar katoda:

❖ Secara normal sinar katoda bergerak lurus

❖ Sinar ini mempunyai energy dan bersifat sebagai materi

❖ Dengan menggunakan spektroskopi massa, ternyata partikel ini mempunyai

e/m = -1,76 x 108 C gram-1

❖ Dengan alat tetesan minyak, muatan partikel ini = -1,6 x 10-19C

❖ Dari data ini massa sebuah electron adalah:

Massa satu elektron =
/

= −1,6 10−19
−1,76 108 −1

= 9,11 x 10-28 gram

❖ Sinar katoda merupakan partikel yang paling ringan dan paling kecil.

Teori Atom Thomson

Setelah penemuan electron, maka teori atom Dalton yang menyatakan atom

adalah partikel yang tidak terbagi lagi, tidak dapat diterima lagi. Pada tahun 1900,

J.J.Thomson mengajukan model atom yang menyerupai roti kismis. Menurut

Thomson:

“Atom merupakan bola kecil bermuatan positif dan

dipermukaanya tersebar elektron yang bermuatan
negatif”

Proton
Goldstein pada tahun 1886 membuat alat yang mirip tabung sinar katoda.

Katoda dibuat berlubang dan diletakkan agak ke dalam. Tabung diisi gas hydrogen
bertekanan rendah. Setelah dialirkan listrik menghasilkan dua macam sinar.
Pertama, sinar katoda (electron) yang bergerak dari katoda ke anoda. Kedua, sinar
yang bergerak ke katoda dan sebagian masuk ke dalam lobang (saluran) sehingga
disebut juga sinar saluran.

53

Hasil penyelidikan terhadap sinar saluran:
➢ Diuji dengan medan listrik atau magnet ternyata sinar ini bermuatan positif,
maka disebut juga sinar positif
➢ Jika tabung diisi gas lain seperti He, O dan N menghasilkan sinar positif
yang berbeda. Berarti sinar yang dihasilkan bergantung pada jenis gas dalam
tabung
➢ Nilai e/m sinar berbeda antara satu dengan yang lain. Hal ini berarti sinar
positif mempunyai massa dan muatan tertentu. Massa sinar positif jauh lebih
besar dari pada electron.
➢ Sinar positif yang lebih ringan berasal dari gas hidrogen dan bermuatan
sebesar muatan elektron, tetapi tandanya berlawanan. Partikel ini kemudian
dikenal dengan nama proton, massa proton = 1,67 x 10-24 gram.

Teori Atom Rutherford
Teori atom Thomson tidak menjelaskan kedudukan elektron dalam atom,

hanya menyatakan berada dipermukaan, karena ditarik oleh muatan positifnya.
Akan tetapi mengapa elektron lepas bila diberi energi, seperti tegangan listrik atau
ditabrak partikel lain? Hal ini mendorong para ahli mencari teori atom yang lebih
memuaskan.

Ernest Rutherford dan kawannya melakukan percobaan, yaitu melewatkan
sinar alfa (α) dalam tabung berisi gas. Ternyata sinar bergerak lurus tanpa
dipengaruhi oleh gas. Mereka menduga bahwa molekul gas tidak bermuatan dan
tidak mengubah arah sinar α yang bermuatan positif. Berdasarkan ini, Rutherford
berhipotesis bahwa partikel α dalam padatan akan berubah arah karena dalam atom
terdapat muatan positif. Hipotesis ini, pada tahun 1909, dibuktikan dengan
percobaan oleh Geiger dan Marsden. Mereka menembakkan sinar α pada selempeng
platina tipis. Hasilnya ditangkap dengan layar yang terbuat dari ZnS yang dapat
berfluorensi bila kena sinar α.

54

Hasil pengamatan merumuskan bahwa sinar α yang ditambahkan itu ada
yang tembus, membelok dan memantul. Sinar yang tembus merupakan bagian
terbesar, sedangkan yang membelok sedikit dan memantul sedikit sekali.

Gejala ini dijelaskan oleh Rutherford, bahwa partikel α banyak yang tembus
disebabkan oleh atom yang mengandung banyak ruang hampa. Dipusat atom
terdapat sebuah partikel bermuatan positif yang disebut inti. Sinar α akan membelok
bila mendekati inti, karena saling tolak menolak. Kejadian ini sedikit jumlahnya,
karena ukuran inti atom sangat kecil dibandingkan ukuran ruang hampanya. Jika
ada partikel α yang menabrak inti, maka α akan memantul walaupun tidak 1800.
Tumbukan langsung ini sangat kecil kemungkinannya, maka jumlah α yang
memantul kecil sekali.

Gambar 4.2 (a) rancangan percobaan Rutherford untuk mengukur hamburan
partikel α oleh sepotong lembaran emas. Sebagian besar partikel α
menembus lembaran emas dengan sedikit atau tanpa pembelokkan. Sedikit
partikel dibelokkan dengan sudut yang besar. Kadang-kadang partikel α
dibalikkan. (b) pemandangan yang diperbesar dari partikel α yang
menembus dan dibelokkan oleh inti.

Diluar inti tidak hanya kosong, tetapi terdapat elektron yang berputar
mengelilinginya. Elektron tidak mempengaruhi arah sinar α karena electron amat
kecil dan ringan. Dengan penalaran diatas, Rutherford merumuskan teori atom yang
disebut Model atom Rutherford:

”Atom terdiri dari inti yang bermuatan positif yang merupakan
terpusatnya massa. Disekitar inti terdapat electron yang bergerak
mengelilinginya dalam ruang hampa”
Salah satu kelemahannya dari teori atom Rutherford adalah tidak
menjelaskan mengapa elektron itu tidak jatuh ke intinya. Menurut hukum fisika

55

klasik, gerakan elektron mengitari inti akan disertai pemancaran energi berupa
radiasi elektromagnet. Jika demikian maka energi elektron akan berkurang sehingga
gerakannya akan melambat. Sementara, jika gerakan elektron melambat, maka
lintasannya akan terbentuk spiral dan akhirnya ia akan jatuh ke inti atom.

Neutron

Neutron ditemukan oleh James Chadwick pada tahun 1932. Ketika
Chadwick menembakkan partikel α keselembar tipis berilium, logam tersebut

memancarkan radiasi yang berenergi sangat tinggi. Sinar ini sesungguhnya terdiri

dari partikel netral yang mempunyai massa sedikit lebih besar dari pada massa

proton. Chadwick menamai partikel ini dengan neutron.

Tabel 4.1 Massa dan Muatan Partikel Subatom

Muatan

Partikel Massa (gram) Coulomb Satuan muatan

Elektron 9,10939 x 10-28 -1,6022 x 10-19 -1
Proton 1,67262 x 10-24 +1,6022 x 10-19 +1
Neutron 1,67493 x 10-24
00

Latihan:

1. Terangkan empat kelemahan teori atom Dalton menurut teori modern!

2. Terangkan sifat sinar katoda!

3. Terangkan teori atom Thomson dan kemukakan kelemahannya!

4. Terangkan penjelasan Rutherford terhadap gejala yang tampak pada percobaan

Geiger dan Marsden!

5. Jelaskan teori atom Rutherford beserta kelemahannya!

4.2 Nomor Atom, Nomor Massa dan Isotop

Semua atom dapat diidentifikasi berdasarkan jumlah proton dan neutron

yang dikandungnya. disebut

nomor atom (Z).

Dalam atom netral, Jumlah proton = jumlah elektron.

56

Contoh: nomor atom(Z) nitrogen adalah 7; ini berarti setiap atom N netral
mempunyai 7 proton dan 7 elektron.

Nomor massa (A) adalah

Cara lazim digunakan untuk menandai nomor atom dan nomor massa dari
satu atom untuk unsur X adalah:



dengan: A (nomor massa) = Jumlah proton (Z) + jumlah neutron (n)

Z (nomor atom) = jumlah proton
“untuk atom netral jumlah proton = jumlah elektron

disebut isotop.

Contoh:

Terdapat tiga isotop untuk atom hidrogen;

11 21 13

Terdapat dua isotop untuk atom uranium;

23952 23962

Sifat-sifat kimia suatu unsur ditentukan oleh proton dan elektron atomnya.

Isotop-isotop dari unsur yang sama mempunyai sifat-sifat kimia yang sama,

membentuk jenis senyawa yang sama, dan menunjukkan kereaktifan yang serupa.

Contoh: tentukan jumlah proton, neutron dan electron dalam atom-atom berikut!

a. 19779 b. 3126 2− c. 28039 3+

Jawaban:
a. 19779

Jumlah proton (Z) = 79
Karena atom netral maka, Jumlah elektron = 79

57

A (nomor massa) = Jumlah proton (Z) + jumlah neutron (n), maka jumlah

neutron adalah:
Jumlah neutron(n) = A – Z
= 197 – 79 = 118

b. 1326 2−
Jumlah proton (Z) = 16

Karena atom berupa ion maka,
Jumlah elektron = jumlah proton (Z) – jumlah muatan

= 16 – (-2) = 18

artinya atom S menangkap 2 elektron.

A (nomor massa) = Jumlah proton (Z) + jumlah neutron (n), maka jumlah

neutron adalah:
Jumlah neutron(n) = A – Z

= 32 – 16 = 16

c. 28039 3+
Jumlah proton (Z) = 83

Karena atom berupa ion maka,
Jumlah elektron = jumlah proton (Z) – jumlah muatan

= 83 – (+3) = 80

artinya atom Bi melepaskan 3 elektron.

A (nomor massa) = Jumlah proton (Z) + jumlah neutron (n), maka jumlah

neutron adalah:

Jumlah neutron(n) = A – Z
= 209 – 83 = 126

Latihan:

Tentukan jumlah proton, electron dan neutron dari atom-atom berikut!

a. 3884 b. 3157 − c. 2566 2+ d. 168 2−

58

4.3 Molekul dan Ion
Molekul
Molekul adalah suatu kumpulan yang terdiri dari sedikitnya dua atom
dalam susunan tertentu yang terikat oleh gaya-gaya kimia (ikatan kimia).
Suatu molekul dapat mengandung atom-atom dari unsur yang sama atau
atom-atom dari dua atau lebih unsur yang bergabung dalam perbandingan
tertentu. Contoh: H2O adalah senyawa molekuler, mengandung atom hydrogen
dan oksigen dengan perbandingan 2 atom H dan 1 atom O.
Molekul tidak bermuatan listrik (netral).
❖ Molekul diatomik
Molekul yang mengandung hanya dua atom. Contoh: H2, N2, O2 serta
unsur-unsur golongan 7A; F2, Cl2, Br2, dan I2. Juga dapat mengandung
atom-atom dari unsur yang berbeda, contoh: HCl dan CO
❖ Molekul poliatomik
Molekul yang mengandung lebih dari dua atom. Contoh: O3 (ozon), H2O
dan NH3 (amonia).
Ion
Ion adalah sebuah atom atau sekelompok atom yang mempunyai
muatan total positif atau negatif.
➢ Kation
Atom netral yang kehilangan satu atau lebih elektronnya, ion dengan
muatan positif.
Contoh: atom Na dapat dengan mudah kehilangan satu elektronnya untuk
menjadi kation Na yang dituliskan dengan Na+

Atom Na Ion Na+
11 proton 11 proton
11 elektron 10 elektron
➢ Anion

59

Atom netral yang mengalami penambahan satu atau lebih electron, ion

dengan muatan total negatif.

Contoh: atom Cl dapat memperoleh tambahan 1 elektron untuk menjadi ion

Cl-.

Atom Cl Ion Cl-

17 proton 17 proton

17 elektron 18 elektron

Logam cenderung membentuk kation dan non logam cenderung

membentuk anion.
✓ Ion Monoatomik
Ion yang mengandung hanya satu atom. Contoh: Na+, Cl-, Fe3+, S2-, N3-,
Mg2+, dll
✓ Ion Poliatomik
Ion yang mengandung lebih dari satu atom. Contoh: NH4+ (ion
amonium), CN- (ion sianida), OH- (ion hidroksida).

4.4 Penamaan Senyawa

Senyawa Ionik

Senyawa yang terbentuk dari kation (ion positif) dan anion (ion negatif).

Semua kation diturunkan dari atom logam, sedangkan anion dari atom non

logam.
Tabel 4.2 Tata Nama “-ida” untuk Beberapa Anion Monoatomik yang Umum

Menurut Letaknya dalam Tabel Periodik

Golongan IV A Golongan VA Golongan VI Golongan VII

C Karbida (C4-) N Nitrida (N3-) O Oksida (O2-) F Fluorida (F-)
Si Silisida (Si4-) P Fosfida (P3-) S Sulfida (S2-) Cl Klorida (Cl-)
Se Selenida (Se2-) Br Bromida (Br-)
Te Telurida (Te2-) I Iodida (I-)

❖ Senyawa Biner

Senyawa yang terbentuk dari hanya dua unsur.

Tata nama penulisan: Unsur pertama kation logam, diikuti anion non logam

Contoh:

60

ZnI2 unsur pertama kation seng, unsur kedua anion iodida maka

nama senyawa adalah: Seng iodida

KBr unsur pertama kation kalium, unsur kedua anion bromida,

maka nama senyawa adalah: Kalium bromida

Al2O3 unsur pertama kation aluminium, unsur kedua anion

oksida, maka nama senyawa adalah: Aluminium oksida
❖ Senyawa Tersier

Senyawa yang tersusun atas tiga unsur.

Tata nama penulisan: Unsur pertama kation logam, diikuti anion non logam

Contoh:

LiOH Litium hidroksida

KCN Kalium sianida

Tabel 4.3 Nama dari Beberapa Kation dan Anion Anorganik yang Umum

Kation Anion Kation Anion

Aluminium (Al3+) Bromida (Br-) Timah(II) (Sn2+) Dihidrogen fosfat
Amonium (NH4+) Karbonat (CO32-) Mangan(II) (Mn2+) (H2PO4-)
Barium (Ba2+) Klorat (ClO3-) Raksa(I) (Hg22+)
Kadmium (Cd2+) Klorida (Cl-) Raksa(II) (Hg2+) Hidrogen karbonat
Kalsium (Ca2+) Kromat (CrO42-) Besi(II) (Fe2+) (HCO3-)
Cesium (Cs+) Sianida (CN-) Besi(III) (Fe3+) Hidrogen fosfat (HPO42-)
Hidrogen (H+) Dikromat (Cr2O72-) Tembaga(I) (Cu+) Hidrogen sulfat (HSO4-)
Litium (Li+) Fluorida (F-) Tembaga(II) (Cu2+) Oksida (O2-)
Magnesium (Mg2+) Hidrida (H-) Kobalt(II) (Co2+) Permanganat (MnO4-)
Kalium (K+) Hidroksida (OH-) Krom(III) (Cr3+) Peroksida (O22-)
Perak (Ag+) Iodida (I-) Timbal(II) (Pb2+) Fosfat (PO43-)
Natrium (Na+) Nitrat (NO3-) Sulfat (SO42-)
Stronsium (Sr2+) Nitrit (NO2-) Sulfida (S2-)
Seng (Zn2+) Nitrida (N3-) Sulfit (SO32-)
Tiosianat (SCN-)

Logam-logam tertentu, khususnya logam transisi dapat membentuk lebih

dari satu jenis kation. Contoh: Fe2+ dan Fe3+. Untuk menunjukkan kation-kation

berbeda dari unsur yang sama dengan menggunakan angka romawi. Angka

romawi I digunakan untuk muatan (+1), II digunakan untuk muatan (+2).

Ay+ + Bx- AxBy

Keterangan: Ay+ : Kation logam
Bx- : Anion non logam

61

Contoh:
FeCl2 Fe2+ (kation logam) dan Cl- (anion non logam) besi memiliki muatan

(+2) maka nama senyawa adalah: Besi(II) klorida
CuCN Cu+ (kation logam) dan CN- (anion non logam) tembaga memiliki

muatan (+1) maka nama senyawa adalah: Tembaga(I) sianida

Latihan:

1. Beri nama senyawa-senyawa ionik berikut:
a. Cu(NO3)2
b. KH2PO4
c. NH4ClO3

2. Tulis rumus kimia untuk senyawa ini:
a. Merkuri(I) nitrit
b. Cesium sulfida
c. Kalsium fosfat
Senyawa Molekuler
Senyawa yang tersusun atas unsur-unsur non logam.
Tata nama penulisannya: nama unsur pertama + unsur kedua + “-ida”
Contoh:
HCl unsur pertama Hidrogen, unsur kedua klorida, maka nama
senyawa adalah: Hidrogen klorida
SiC unsur pertama Silikon, unsur kedua karbida, maka nama
senyawa adalah: Silikon karbida
Sepasang unsur dapat membentuk beberapa senyawa yang berbeda,
sehingga digunakan awalan Yunani untuk menyatakan jumlah atom.

Awalan Yunani: 5=penta 7=hepta 9=nona
1= mono 3=tri 6=heksa 8=okta 10=deka
2= di 4=tetra

Contoh:

CO Karbon monoksida N2O4 Dinitrogen tetroksida

62

CO2 Karbon dioksida
Sebagai pengecualian, awalan Yunani tidak digunakan untuk senyawa
molekuler yang mengandung hidrogen.

Contoh:

B2H6 Diboron PH3 Fosfin

CH4 Metana H2O Air

SiH4 Silan H2S Hidrogen sulfida

NH3 Amonia

Latihan:

1. Beri nama senyawa-senyawa molekuler ini:

a. SiCl4 b. P4O10

2. Tulislah rumus kimia untuk senyawa-senyawa molekuler ini:

a. Karbon disulfida b. Disilikon heksabromida

Asam dan Basa
➢ Penamaan Asam

Asam adalah zat yang menghasilkan ion hydrogen (H+) ketika
dilarukan dalam air.

Rumus asam tersusun atas satu atau lebih atom hydrogen dan sebuah
gugus anion. Anion diakhiri dengan “-ida” mempunyai bentuk asam dengan
nama yang diawali dengan kata “asam” dan diakhiri dengan nama anion

tersebut.
Asam okso adalah asam yang mengandung hydrogen, oksigen, dan

unsur lain. Rumus asam okso biasanya diawali dengan H, diikuti dengan
unsur pusat dan kemudian Oksigen.

Contoh:

HNO3 Asam nitrat H2CO3 Asam karbonat
H2SO4 Asam sulfat HClO3 Asam klorat

63

Tabel 4.4 Beberapa Asam Sederhana

Anion Asam
HF (Asam fluorida)
F- (Fluorida) HCl (Asam klorida)
HBr (Asam bromida)
Cl- (klorida) HI (Asam iodida)
Br- (Bromida) HCN (Asam sianida)
I- (Iodida) H2S (Asam sulfida)
CN- (Sianida)
S2- (Sulfida)

Sering kali dua atau lebih asam okso mempunyai atom pusat yang

sama tetapi jumlah atom O yang berbeda. Dimulai dengan asam okso yang
namanya diakhiri dengan “-at”, kita gunakan aturan berikut:
▪ Penambahan satu atom O pada asam “-at”: asamnya disebut “per…-at”.

Contoh: HClO3 (asam klorat), penambahan satu atom O menjadi
HClO4 (asam perklorat)

▪ Pengurangan satu atom O pada asam “-at”: asamnya disebut asam “-it”.

Contoh: HClO3 (asam klorat), pengurangan satu atom O menjadi
HClO2 (asam klorit)

▪ Pengurangan dua atom O pada asam “-at”: asamnya disebut “hipo….it”.

Contoh: HClO3 (asam klorat), pengurangan dua atom O menjadi
HClO (asam hipoklorit)

Tabel 4.5 Nama-nama Anion Okso dan Anion Okso yang Mengandung

Klorin

Asam Anion

HClO4 (asam perklorat) ClO4- (perklorat)
HClO3 (asam klorat) ClO3- (klorat)
HClO2 (asam klorit) ClO2- (klorit)
HClO (asam hipoklorit) ClO- (hipoklorit)

Latihan:

1. Beri nama asam dan anion oksonya (a) H3PO3 dan (b) IO4-
➢ Penamaan Basa

64

Basa adalah zat yang menghasilkan ion hidroksida (OH-) ketika
dilarutkan dalam air.
Contoh:

NaOH Natrium hidroksida
KOH Kalium hidroksida
Ba(OH)2 Barium hidroksida
NH3 (amonia) juga digolongkan sebagai basa, karena jika amonia dilarutkan
dalam air, NH3 bereaksi dengan air menghasilkan ion NH4+ dan OH-.

B. Tugas

1. Berikan nama senyawa-senyawa berikut:

a. Na2CrO4 e. PF5

b. Li2CO3 f. FeO

c. NH4NO2 g. CsClO3

d. NaH h. Na2O

e. Al(OH)3 i. Na2O2

2. Tulislah rumus untuk senyawa-senyawa berikut:

a. Magnesium fosfat f. Iod heptafluorida

b. Kalsium hidrogen fosfat g. Timbal(II) karbonat

c. Perak perklorat h. Timah(II) fluorida

d. Tetrafosfor dekasulfida i. Merkuri(I) iodida

e. Tembaga(I) sianida j. Merkuri(II) oksida

C. Daftar Pustaka

Raymond Chang. 2005. Kimia Dasar, Konsep-konsep Inti, Jilid 1. Jakarta:
Erlangga.

Syukri, S. 1999. Kimia Dasar 1. Bandung: ITB.

65

BAB V
KONFIGURASI ELEKTRON

A. Penyajian Teori
5.1 Bilangan Kuantum

Bilangan-bilangan kuantum ini disebut bilangan kuantum utama, bilangan
kuantum momentum sudut, dan bilangan kuantum magnetik. Bilangan-bilangan ini
akan digunakan untuk menggambarkan orbital-orbital atom dan menandai elektron-
elektron didalamnya. Bilangan kuantum keempat bilangan kuantum spin,
menggambarkan perilaku elektron tertentu dan gambaran tentang elektron dalam
atom.
Bilangan Kuantum Utama (n)

Bilangan kuantum utama (n) bernilai bilangan bulat 1, 2, 3 dst,
menunjukkan tingkat energi orbital. Bilangan kuantum utama berhubungan dengan
jarak rata-rata elektron dari inti dalam orbital tertentu. Semakin besar n, semakin
besar jarak rata-rata elektron dalam orbital tersebut dari inti dan oleh karena itu
semakin besar orbitalnya.
Bilangan Kuantum Momentum Sudut/ Azimut (l)

Bilangan kuantum azimuth (l) menggambarkan bentuk orbital. Nilai l
bergantung pada nilai bilangan kuantum utama (n). untuk nilai n tertentu, l
mempunyai nilai bilangan bulat dari 0 sampai (n – 1).

n = 1; l = 0
n = 2; l = 0, l = 1
n = 3; l = 0, l = 1, l = 2
n = 4; l = 0, l = 1, l = 2, l = 3
Karena bilangan kuantum azimuth (l) ada hubungan dengan bentuk orbital, maka:
Jika l = 0 mempunyai orbital s

l = 1 mempunyai orbital p
l = 2 mempunyai orbital d
l = 3 mempunyai orbital f

66

Contoh:
n = 2, maka l = 0, l = 1. Terdiri atas dua subkulit yaitu subkulit 2s dan 2p,

dimana 2 melambangkan nilai n sedangkan s dan p melambangkan nilai l.
sehingga:

n = 2; l = 0 subkulit 2s
l = 1 subkulit 2p

Bilangan Kuantum Magnetik (ml)
Bilangan kuantum magnetik menggambarkan orientasi orbital dalam ruang.

Didalam satu subkulit, nilai ml bergantung pada nilai bilangan kuantum azimuth l.
Untuk nilai l tertentu, ada (2l + 1) nilai bulat ml.

Bila l = 0, maka ml = 0. Bila l = 1 maka terdapat tiga nilai ml yaitu -1, 0, 1.
Bila l = 2 maka terdapat lima nilai ml yaitu -2, -1, 0, 1, 2. Jumlah ml menunjukkan
jumlah orbital dalam subkulit dengan nilai l tertentu.
Jika l = 0; ml = 0; jumlah orbital 1

0

l = 1; ml = -1, 0, 1; jumlah orbital 3
-1 0 1

l = 2; ml = -2,-1, 0,1,2; jumlah orbital 5
-1 -2 0 1 2

Contoh:
n = 2; l = 0 subkulit 2s; ml = 0; jumlah orbital 1

0

l = 1 subkulit 2p; ml = -1, 0, 1; jumlah orbital 3
-1 0 1

maka satu orbital 2s dan tiga orbital 2p, jadi total orbitalnya adalah empat
orbital.

67

Bilangan Kuantum Spin Elektron (ms)
Elektron dalam orbital tak hanya bergerak disekitar inti, tetapi juga berputar

mengelilingi sumbunya. Arah perputaran ada dua yaitu searah jarum jam dan
berlawanan arah jarum jam. Bilangan kuantum spin (ms) menyatakan arah
perputaran itu yang nilainya -1/2 dan +1/2. Tingkat energi keduanya adalah sama,
tanda negatif atau positif hanya untuk membedakan yang satu dengan yang lain.

Bilangan kuantum spin (ms) menunjukkan bahwa dalam satu orbital hanya
dapat diisi oleh dua elektron. Jumlah elektron tiap kulit (tingkat) = 2n2 sedangkan
jumlah elektron tiap subkulit adalah:

Orbital s, jumlah elektron ada 2 buah
Orbital p, jumlah elektron ada 6 buah
Orbital d, jumlah elektron ada 10 buah
Orbital f, jumlah elektron ada 14 buah
Contoh:

Subkulit 2p terdapat:
n = 2; karena orbital p maka l = 1; ml = -1, 0, 1
-1 0 1

jumlah orbital 6, jumlah elektronya adalah 6 karena masing-masing

orbital diisi 2 elektron, ms = +1/2 ms = -1/2

Tabel 5.1 Hubungan Antara Bilangan Kuantum dan Orbital Atom

n l ml Jumlah Lambang Orbital

Orbital Atom

10 0 1 1s

20 0 1 2s

1 -1, 0, 1 3 2px, 2py, 2pz

30 0 1 3s

1 -1, 0, 1 3 3px, 3py, 3pz
2 -2, -1, 0, 1, 2 5 3dxy, 3dyz, 3dxz

3dx2-y2, 3dz2

68

Latihan:
1. Berikan nilai-nilai n, l, dan ml untuk orbital-orbital pada subkulit 4d!
2. Berapakah jumlah total orbital yang terkait dengan bilangan kuantum n = 3?
3. Elektron dalam atom tertentu berada pada tingkat kuantum n = 2.sebutkan

semua nilai l dan ml electron tersebut!

5.2 Konfigurasi Elektron
Konfigurasi elektron menyatakan bagaimana elektron tersebar diantara

berbagai orbital atom. Pengisian orbital mengikuti orbital yang disebut prinsip
Aufbau.
Prinsip Pengisian Elektron (Prinsip Aufbau)

Menurut prinsip ini, elektron-elektron dalam atom sedapat mungkin
memiliki energi terendah. Oleh sebab itu, pengisian elektron harus dimulai dari
orbital yang rendah menuju ke yang lebih tinggi tingkat energinya. Untuk pengisian
subkulit dalam atom sebagai berikut:

Gambar 5.1 Urutan pengisian subkulit dalam
atom berelektron banyak. Dimulai dengan orbital
1s dan bergerak kebawah mengikuti arah anak
panah. Jadi urutannya adalah sebagai berikut: 1s <
2s < 3s < 3p < 4s < 3d < …..

Jumlah electron dalam atom sama dengan nomor atomnya (Z).

Contoh: 1H (Z = 1) Konfigurasi elektronnya: 1s1

Menyatakan jumlah elektron
dalam orbital atau subkulit

Menyatakan bilangan Menyatakan bilangan
kuantum n kuantum momentum sudut l

69

Konfigurasi electron juga digambarkan dengan diagram orbital yang
menunjukkan spin elektronnya:

1H : 1s1

1s1
Karena nomor atom H atau jumlah electron H adalah 1, maka tanda panah hanya
satu, yang menunjukkan bilangan kuantum spin sm = +1/2. Tanda panah ke atas
menyatakan salah satu dari dua kemungkinan gerak spin elektronnya. Kotaknya
menyatakan orbital atom.

Prinsip Larangan Pauli
Untuk atom berelektron banyak kita menggunakan prinsip Larangan Pauli

untuk menentukan konfigurasi electron. Prinsip ini menyatakan bahwa tidak ada
elektron dalam satu atom yang mempunyai keempat bilangan kuantum yang sama.
Bila dua elektron dalam satu atom mempunyai nilai n, l, dan ml yang sama, maka
kedua elektron tersebut harus mempunyai nilai ms yang berbeda.

Dengan kata lain, hanya dua electron yang dapat menempati orbital atom
yang sama, dan kedua electron tersebut harus mempunyai spin yang berlawanan.
Contoh: 2He (Z = 2). Konfigurasi electron: 1s2

Ada tiga kemungkinan untuk menempatkan dua electron dalam orbital 1s.

1s2 1s2 1s2
(a) (b) (c)

Diagram (a) dan (b) tidak dapat diterima oleh prinsip Larangan Pauli. Pada
diagram (a), kedua electron mempunyai spin ke atas dan keduanya akan memiliki
bilangan kuantum n = 1, l = 0, ml = 0, ms = +1/2. Pada diagram (b), kedua electron
mempunyai spin kebawah dan keduanya akan memiliki bilangan kuantum n = 1, l =
0, ml = 0, ms = -1/2. Hanya diagram (c) yang dapat diterima karena satu electron
mempunyai bilangan kuantum n = 1, l = 0, ml = 0, ms = +1/2 dan satu electron lagi

70

mempunyai bilangan kuantum n = 1, l = 0, ml = 0, ms = -1/2. Jadi atom Helium (He)
mempunyai konfigurasi electron sebagai berikut:

2He: 1s2

1s2
Perhatikan bahwa 1s2 dibaca “1s dua” bukan “1s kuadrat”.

Aturan Hund

Aturan Hund menyatakan bahwa susunan electron yang paling stabil dalam

subkulit adalah susunan dengan jumlah spin parallel terbanyak.
Konfigurasi electron 6C (Z = 6) adalah 1s2 2s2 2p2

1s2 2s2 2px 2py 2pz

Ada tiga cara yang berbeda untuk mendistribusikan dua elektron dalam tiga orbital
p:

2px 2py 2pz 2px 2py 2pz 2px 2py 2pz
(a) (b) (c)

Baik (a) dan (b) spinnya saling meniadakan. Pada (a); kedua elektron berada

pada orbital 2px yang sama, menghasilkan tolakan antar elektron yang lebih besar

dari pada bila dua elektron mengisi dua orbital yang berbeda, misalnya 2px dan 2py.

pada (b); juga lebih membingungkan. Jadi (c) memenuhi kondisi aturan Hund.

Fakta bahwa atom karbon bersifat paramagnetik, dimana masing-masing

mengandung dua elektron takberpasangan, adalah sesuai aturan Hund.

Jadi diagram orbital atom 6C : 1s2 2s2 2p2 2p2
1s2 2s2

Konfigurasi elektron atom 7N (Z= 7) adalah 1s2 2s2 2p3 2p3
1s2 2s2

Sekali lagi aturan Hund menentukan bahwa ketiga elektron 2p mempunyai spin
yang paralel satu sama lain, oleh karena itu atom N bersifat paramagnetik, karena
mengandung tiga elektron takberpasangan.

71

Konfigurasi electron atom 8O (Z = 8) adalah 1s2 2s2 2p4 2p4
1s2 2s2

Atom oksigen bersifat paramagnetik, sebab oksigen mengandung dua electron

takberpasangan.

Konfigurasi electron atom 9F (Z = 9) adalah 1s2 2s2 2p5 2p5
1s2 2s2

Atom fluorin bersifat paramagnetik, dengan satu electron takberpasangan.

Konfigurasi electron atom 10Ne (Z = 10) adalah 1s2 2s2 2p6 2p6
1s2 2s2

Atom Neon bersifat diamagnetik karena semua electron berpasangan.

Tabel 5.2 mencantumkan konfigurasi elektron unsur-unsur dalam keadaan

dasar H (Z= 1) sampai Mt (Z = 109). Konfiurasi elektron semua unsur, kecuali

Hidrogen dan Helium dinyatakan dengan inti gas mulia yang menunjukkan dalam

tanda kurung unsur gas mulia terdekat sebelum unsur yang dimaksud, diikuti

dengan lambang subkulit-subkulit terisi yang paling tinggi energinya dalam kulit

terluar.

Konfigurasi elektron 19K (Z = 19) adalah 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 atau
disingkat dengan [Ar] 4s1. Unsur-unsur dari scandium (Z = 21) sampai tembaga (Z

= 29) adalah logam-logam transisi. Logam transisi mempunyai subkulit 3d yang

tidak terisi penuh atau dengan mudah menghasilkan kation dengan subkulit d yang

tidak terisi penuh.

Konfigurasi electron 24Cr (Z = 24) adalah 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 ,
konfigurasi seperti ini belum stabil karena subkulit 3d4 belum terisi setengan penuh,

sehingga konfigurasi electron atom 24Cr yang lebih stabil adalah:

24Cr : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5

Setengah penuh Setengah penuh

4s1 3d5

Menurut aturan Hund, diagram orbital untuk atom Cr adalah:

24Cr: [Ar] 4s1 3d5 atom Cr mempunyai 6 elektron

tak berpasangan. 4s1 3d5

72

Tabel 5.2 Konfigurasi Elektron

Konfigurasi electron 29Cu (Z= 29): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9, konfigurasi ini

belum stabil, sehingga konfigurasi electron yang lebih stabil adalah:

29Cu: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 atau [Ar] 4s1 3d10 3d10
4s1

73
Gambar 5.2 mengelompokkan unsur-unsur berdasarkan jenis subkulit yang
ditempati elektron terluarnya.

Gambar 5.2 Klasifikasi golongan unsur-unsur dalam tabel periodik menurut jenis
subkulit terluar yang terisi dengan elektron

B. Tugas
1. Tulislah konfigurasi electron dari 23V, 28Ni, 33As, 30Zn!
2. Tulislah konfigurasi 12Mg, 12Mg2+, 26Fe, 26Fe3+!

C. Daftar Pustaka
Raymond Chang. 2005. Kimia Dasar, Konsep-konsep Inti, Jilid 1. Jakarta:
Erlangga.
Syukri, S. 1999. Kimia Dasar 1. Bandung: ITB.

74

BAB VI
SISTEM PERIODIK

A. Penyajian Materi

6.1 Perkembangan Sistem Periodik

Sistem Periodik Mendeleev

Dmitri Mendeleev seorang ahli kimia Rusia dan Lothar Meyer ahli kimia

Jerman hampir secara bersamaan mengembangkan tabel periodik berdasarkan

kenaikan massa atom. Dalam penelitiannya, Mendeleev menyusun seperangkat

kartu, setiap kartu berisi atom dan sifat-sifat kimianya. Kartu disusun secara

berurutan menurut kenaikan massa atom dan sifat kimianya. Beritkut tabel periodik

Mendeleev.

Tabel 6.1 Sistem Periodik Mendeleev

Gol I Gol II Gol III Gol IV Gol V Gol VI Gol VII Gol VIII
1 H1
2 Li 7 Be 9,4 B 11 C12 N 14 O16 F 19 Fe 56, Co 59
3 Na 23 Mg 24 Al 27,3 Si 28 P 31 S 32 Cl 35,5 Ni 59, Cu 63
4 K 39 Ca 40 44 Ti 48 V 51 Cr 52 Mn 55
Ru 104, Rh 104
5 (Cu 63) Zn 65 68 72 As 75 Se 78 Br 80 Pd 105, Ag 100
6 Rb 85 Sr 87 ?Yt 88 Zr 90 Nb 94 Mo 96 100
--
7 (Ag 108) Cd 412 Ln 113 Sn 118 Sb 122 Te 128 I 127 --
8 Cs 133 Ba 137 ?Di 138 ?Ce 140 - - - -
Os 195, Ir 197
9- - - - - - - Pt 198, Au 199
10 - - ?Er 178 ?La 180 Ta 182 W 184 -

11 (Au 199) Hg 200 Tl 204 Pb 207 Bi 208 - -
- Th 231 - U 240
12 - -

Mendeleev membagi atom atas 8 golongan dan 12 periode, sehingga unsur
dalam satu golongan mempunyai kemiripan sifat dan dalam satu periode disusun
berdasarkan kenaikan massa atomnya. Mendeleev mengosongkan beberapa tempat,
hal ini dilakukan untuk menetapkan kemiripan sifat dalam golongan. Contoh:
Mendeleev menetapkan Ti (Ar = 48) pada golongan IV dan membiarkan golongan

75

III kosong, karena Ti lebih mirip dengan C dan Si, dari pada B dan Al. Mendeleev
juga dapat meramalkan sifat atom yang belum dikenal seperti ekasilikon.

Tabel 6.2 Sifat eka-silikon yang diramal Mendeleev dibandingkan germanium

Sifat eka-silicon germanium
72,32
Massa atom relatif 72 5,47
13,22
Rapat massa 5,5 4
0,076
Volume atom 13 4,703
86
Valensi 4

Kalor jenis 0,073

Rapat jenis dioksida 4,7

Titik didih tetrakhlorida (°C) <100

Kelebihan system periodik Mendeleev adalah:

❖ Sifat kimia dan fisika unsure dalam satu golongan mirip dan berubah secara
teratur

❖ Valensi tertinggi suatu unsur sama dengan golongannya
❖ Dapat meramalkan sifat unsur yang belum ditemukan waktu itu dan telah

mempunyai tempat yang kosong

Kelemahan dari sistem periodik Mendeleev adalah masih terdapat atom-
atom yang massanya lebih besar letaknya di depan atom yang massanya lebih kecil,
contoh: Telurium (Te) = 128 terletak pada golongan VI sebelum Iodin (I) = 127
yang terletak pada golongan VII. Hal ini dikarenakan atom yang mempunyai
kemirpan sifat diletakkan dalam satu golongan.

Sistem Periodik Mendeleev versi Modern

Moseley (1915) memperbaiki susunan sistem periodik Mendeleev. Moseley
berhasil menemukan nomor atom, sehingga disusun sistem periodik baru yang
didasarkan kenaikan nomor atom dan kemiripan sifat unsur. Sistem ini disebut
sistem periodik Mendeleev versi modern. Dalam sistem ini, unsur dibagi atas 8
golongan dan 7 perioda. Perioda ada yang pendek (1, 2, 3) dan yang panjang (4, 5,
6, dan 7). Disamping itu, juga dikenal golongan Lantanida dan Aktinida.

76

Sistem Periodik Modern
Sistem periodik yang dipakai sekarang adalah sistem periodik modern

(sistem periodik panjang), disusun berdasarkan kenaikan nomor atom mengikuti
aturan Aufbau. Letak atom ditentukan oleh orbital yang terisi paling akhir. Karena
ada empat macam orbital, maka ada empat blok atom, yaitu blok s, p, d, dan f.
Blok s : atom-atom yang elektron terluarnya mengisi orbital s. Dalam susunan

berkala atom-atom yang elektron terluarnya mengisi orbital s adalah atom-
atom golongan IA dan IIA.
Blok p : atom-atom yang elektron terluarnya mengisi orbital p. Dalam susunan
berkala atom-atom yang elektron terluarnya mengisi orbital p adalah atom-
atom golongan IIIA sampai golongan VIIIA.
Blok d : atom-atom yang elektron terluarnya mengisi orbital d. Dalam susunan
berkala atom-atom yang elektron terluarnya mengisi orbital d adalah atom-
atom golongan transisi IB sampai golongan VIIB ditambah golongan VIIIB.
Blok f : atom-atom yang elektron terluarnya mengisi orbital f. atom-atom blok f ini
meliputi atom-atom Lantanida dan aktinida.

Gambar 6.1 Sistem Periodik Modern

77

6.2 Penggolongan Periodik Unsur-Unsur
Menurut jenis subkulit yang terisi, unsur-unsur dapat dibagi menjadi

beberapa golongan unsur utama, gas mulia, unsur transisi (logam transisi), lantanida
dan aktinida. Menurut Gambar 6.2 unsur-unsur utama (golongan utama) adalah
unsur-unsur dalam Golongan 1A hingga 7A, yang semuanya memliki subkulit s
atau p dengan bilangan kuantum utama tertinggi yang belum terisi penuh.

Dengan pengecualian pada Helium, seluruh gas mulia (unsur-unsur
golongan 8A) mempunyai subkulit p yang terisi penuh (konfigurasi elektronnya
adalah 1s2 untuk Helium dan ns2 np6 untuk gas mulia yang lain, dimana n adalah
bilangan kuantum utama untuk kulit terluar). Logam transisi adalah unsur-unsur
dalam Golongan 1B dan 3B hingga 8B, yang mempunyai subkulit d yang tidak
terisi penuh atau mudah menghasilkan kation dengan subkulit d yang tak terisi
penuh. Lantanida dan aktinida disebut unsur transisi blok f karena kedua golongan
ini memiliki subkulit f yang tidak terisi penuh.

Gambar 6.2 Konfigurasi elektron pada keadaan dasar. Agar sederhana, hanya
ditampilkan konfigurasi kulit terluar.

78

Berdasarkan sifat kelogaman, unsur dapat dibagi tiga, yaitu:
❖ Logam
❖ Bukan logam
❖ Metalloid (semi logam)
Yang termasuk logam adalah unsur blok s (kecuali H), blok d, blok f dan

sebagian blok p (bagian kiri bawah). Unsur bukan logam adalah sebagian blok p,
yaitu bagian kanan atas, sedangkan unsur metaloid terletak pada blok p yaitu antara
logam dan bukan logam. Yang termasuk unsur metaloid adalah B, Al, Si, Ge, As,
Sb, dan Te.

Menetukan Golongan dan Perioda Unsur

Sistem periodik modern disusun berdasarkan konfigurasi elektron.

Konfigurasi elektron dapat dibuat jika nomor atom suatu unsur diketahui. Jadi, letak

suatu unsur dalam sistem periodik dapat dicari dari nomor atomnya. Dari

konfigurasi elektron dapat dihitung jumlah elektron kulit terluar atau elektron

valensinya.

Jika elektron terakhir (electron valensi) pada orbital s atau p maka unsure

termasuk golongan utama (golongan A).

Contoh:

7X : 1s2 2s2 2p3 Golongan VA
11Y : 1s2 2s2 2p6 3s1 Golongan IA

Unsur elektron terakhir (elektron valensi) pada orbital d termasuk golongan
transisi.

Contoh:

24P : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 Golongan VIB

47Q : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d9 konfigurasi elektron menjadi:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 4d10 Golongan IB

Periode unsur dapat ditentukan dari bilangan kuantum (n) yang terbesar atau
n kulit terluarnya. Dengan demikian, perioda keempat unsur di atas adalah:

79

7X : 1s2 2s2 2p3 Periode 2 karena n terbesar 2, yaitu 2s2 atau 2p3
11Y : 1s2 2s2 2p6 3s1 Periode 2 karena n terbesar 3, yaitu 3s1

24P : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 Periode 4 karena n terbesar 4, yaitu 4s2

47Q : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 4d10 Periode 5 karena n terbesar
5, yaitu 5s1

Latihan:

1. Apa dasar pengelompokkan sistem periodik Mendeleev?
2. Sebutkan kelebihan dan kekurangan sistem periodik Mendeleev!
3. Apakah perbedaan sistem periodik Mendeleev dengan sistem periodik

Mendeleev versi modern?

4. Apakah dasar sistem periodik modern?

5. Apakah yang dimaksud dengan golongan utama dan transisi?

6. Tentukan golongan dan perioda unsure yang mempunyai konfigurasi electron:

a. 1s2 2s1 c. 1s2 2s2 2p6 3s2

b. 1s2 2s2 2p4 d. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3

7. Tentukan golongan dan perioda unsure yang bernomor atom:

a. 12 c. 34

b. 27 d. 59

6.3 Sifat Periodik Unsur

Jari-Jari Atom

Perbedaan inti dan jumlah electron akan mengakibatkan ukuran atom suatu

unsure berbeda dari atom lain. Ukuran itu dinyatakan dengan jari-jari atom.

Contoh klor, jari-jari dihitung dari panjang ikatan molekul Cl2 (Cl – Cl).
Panjangnya 1,98 A0, maka jari-jari atom klor adalah setengahnya, yaitu 0,99A0.

Atom dapat menjadi ion positif atau ion negatif. Ion positif terjadi bila atom
kehilangan elektron, maka jari-jari ion positif lebih kecil dari atomnya (Gambar
6.3).

80

Gambar 6.3 Jari-jari Na (154pm) dan ion Na+ (95pm)
Ion negatif terbentuk bila atom menerima electron, maka jari-jari ion

negatif lebih besar dari atomnya (Gambar 6.4).

Gambar 6.4 Jari-jari Cl (99pm) dan Cl- (181)
Jari-jari atom beberapa unsur dapat dilihat pada Gambar 6.5. unsur golongan

utama mempunyai satu jenis ion yang stabil, sedangkan golongan transisi
mempunyai dua atau lebih ion yang stabil.

Gambar 6.5 Jari-jari atom (dalam pikometer) unsure golongan utama

81

Unsur dalam satu periode, mempunyai kulit yang sama, tetapi nomor atom
bertambah dari kiri ke kanan, sehingga daya tarik inti pada kulit terluar makin
besar dari kiri ke kanan. Contoh: atom Na dan Mg mempunyai nomor atom
masing-masing 11 dan 12. Daya tarik inti Na lebih kecil dari pada inti Mg terhadap
elektron kulit terluarnya (Gambar 6.6). Akibatnya, jari-jari atom Na (1,90) lebih
besar dari Mg (1,60).

Dalam satu golongan, unsur mempunyai elektron valensi sama, tetapi
jumlah kulitnya bertambah dari atas ke bawah. Akibatnya, jari-jari atom bertambah
dari atas ke bawah, contohnya Na (1,90) dan K (2,35) (Gambar 6.7). dengan
demikian dapat disimpulkan:

Dalam satu perioda, jari-jari berkurang dari kiri ke kanan
Dalam satu golongan, jari-jari bertambah dari atas ke bawah

Gambar 6.6 Daya Tarik inti terhadap elektron terluar atom Na dan Mg

Gambar 6.7 Jari-jari Na lebih kecil dari pada jari-jari K karena kulit K lebih banyak

dari pada Na

latihan:

Tentukanlah urutan unsur dibawah ini berdasarkan kenaikan jari-jari atomnya.

a. 16S, 8O, 52Te c. 38Sr, 12Mg, 4Be
b. 7N, 6C, 5B d. 14Si, 13Al, 11Na

82

Energi Ionisasi

Elektron suatu atom dapt lepas dari tarikan dan meninggalkan atom sehingga

membentuk ion positif, contoh:

Na(g) Na+(g) + e-

Proses ini disebut ionisasi (pembentukan ion).

Energi ionisasi adalah energi minimum yang diperlukan untuk

melepaskan satu elektron dari atom berwujud gas pada keadaan

dasarnya.

Makin besar energi ionisasi, makin sukar untuk melepaskan elektronnya.

Jumlah electron yang lepas dari suatu atom mungkin satu, dua atau tiga,

bergantung pada atom dan energy yang diberikan. Energi untuk melepaskan satu

elektron pertama disebut energi ionisasi pertama (I1), kedua disebut energi ionisasi

kedua (I2), ketiga disebut energi ionisasi ketiga (I3), contohnya atom Aluminium

seperti gambar 6.8.

Al(g) Al+(g) + e- ∆H = 577,4 kJ mol-1 (I1)
∆H = 816 kJ mol-1 (I2)
Al+(g) Al2+(g) + e- ∆H = 2744 kJ mol-1 (I3)

Al2+(g) Al3+(g) + e-

Oleh karena itu, untuk unsur yang sama, energi ionisasi selalu bertambah

sesuai dengan urutan berikut:

I1 < I2 < I3

Gambar 6.8 Ionisasi Aluminium
Berarti setelah satu electron keluar dari atom, daya tarik inti terhadap

electron yang tinggal menjadi besar, karena jari-jari,
rA > rA+ > rA2+ > ….

83

Pengecilan jari-jari terjadi karena elektron saling tolak menolak, dan bila
satu elektron keluar maka daya tolaknya menjadi lebih kecil, sehingga terjadi
pengerutan seperti Al menjadi Al+. pengecilan juga terjadi bila setelah elektron
keluar mengakibatkan jumlah kulit berkurang, seperti Na menjadi Na+ (Gambar
6.9).

Gambar 6.9 Ionisasi Natrium (Na)
Tabel 6.3 mencantumkan energi ionisasi untuk 20 unsur pertama yang

dinyatakan dalam kilojoule per mol (kJ/mol), yaitu jumlah energy dalam kilojoule
yang diperlukan untuk melepaskan 1 mol elektron dari 1 mol atom (ion) dalam
keadaan gas. Energi yang diserap oleh atom (atau ion) dalam proses ionisasi
mempunyai nilai positif.
Tabel 6.3 Energi Ionisasi (kJ/mol) untuk 20 Unsur Pertama

Unsur Pertama Kedua Ketiga Keempat Kelima Keenam

84

Nilai energi ionisasi unsur ternyata:
Dalam satu perioda, energi ionisasi pertama bertambah dari kiri ke
kanan
Dalam satu golongan, energi ionisasi pertama bertambah dari bawah ke
atas

Bila jarak makin kecil maka daya tarik makin besar. Akibatnya energy
ionisasi makin besar. Sebaliknya, bila jarak makin besar maka daya tarik makin
kecil. Dalam satu perioda, jari-jari berkurang dari kiri ke kanan, sehingga energy
ionisasi pertama bertambah dari kiri ke kanan. Sedangkan dalam satu golongan,
energi ionisasi pertamanya akan bertambah dari bawah ke atas, karena jari-jari
atomnya makin kecil.
Latihan:
Tentukanlah urutan unsur di bawah ini berdasarkan kenaikan energy ionisasinya:

a. Sr, Ba, Mg, Ca
b. Ca, K, Ge, Ga
Afinitas Elektron
Afinitas elektron adalah energi yang dilepaskan oleh suatu atom (dalam
wujud gas) ketika menangkap satu elektron membentuk ion negatif. Karena energi
dilepas, maka harga afinitas elektron diberi tanda minus.

Cl(g) + e¯ → Cl¯(g) (∆H=-348kj)

Unsur golongan utama memiliki afinitas elektron bertanda negatif, kecuali
golongan IIA dan VIIIA. Afinitas elektron terbesar dimiliki golongan VIIA.

85

Semakin besar energy yang dilepas, ion negatif yang terbentuk semakin stabil.
Atom golongan IIA dan VIIIA tidak membentuk ion negative yang stabil. Harga
afinitas elektronnya positif.
Tabel Perkiraan perubahan entalpi untuk atom atau anion

Dari tabel diatas dapat disimpulkan:

S(g) + e- S-(g) ∆EAH = -201

S-(g) + e- S2-(g) ∆EAH = + 640

Atom S yang menerima satu electron menghasilkan anion S- membebaskan

energy sebesar 201, sedangkan anion S- menerima satu electron menghasilkan anion

S2- membutuhkan energy sebesar 640, ini disebabkan karena adanya gaya tolak

menolak dari muatannya yang sama.

Kecenderungan afinitas elektron

86

a. Dalam satu golongan afinitas elektron dari atas ke bawah makin kecil, karena
jari-jari atom bertambah besar. Meskipun jumlah muatan positif dalam inti
bertambah tetapi gaya tarik inti terhadap elektron terluar makin lemah.

b. Dalam satu periode afinitas elektron dari kiri ke kanan makin besar, karena jari-
jari atom berkurang, sehingga gaya tarik inti terhadap elektron makin kuat.

Latihan:
Tentukanlah urutan unsure di bawah ini berdasarkan kenaikan afinitas

elektronnya:
a. Na, Al, Mg
b. S, O, Se

B. Daftar Pustaka
Raymond Chang. 2005. Kimia Dasar, Konsep-konsep Inti, Jilid 1. Jakarta:
Erlangga.

Syukri, S. 1999. Kimia Dasar 1. Bandung: ITB.

87

BAB VII
IKATAN KIMIA I

A. Penyajian Materi
7.1 Lambang Titik Lewis
Konfigurasi elektron memberikan landasan untuk pembentukan molekul dan
senyawa. Gilbert Lewis menyatakan bahwa atom bergabung untuk mencapai
konfigurasi elektron yang stabil, yang dicapai jika konfigurasi elektron sama dengan
konfigurasi elektron gas mulia. Atom berinteraksi membentuk ikatan kimia hanya
dengan elektron valensi. Sistem titik yang disusun oleh Lewis digunakan untuk
menggambarkan elektron valensi dari atom-atom yang terlibat dalam pembentukan
ikatan kimia.
Lambang Lewis terdiri dari lambang unsur dan titik-titk yang setiap titiknya
menggambarkan setiap elektron valensi dari atom-atom unsur. Lambang titik
Lewis untuk beberapa unsur dan gas mulia diperlihatkan pada Gambar 7.1. jumlah
elektron valensi dalam setiap atom, kecuali Helium, sama dengan nomor golongan
dari unsur tersebut. Contoh: atom Li termasuk golongan IA dan memiliki 1 elektron
valensi yang digambarkan dengan satu titik; atom Be unsur golongan IIA memiliki
2 elektron valensi (dua titik) dst.

Gambar 7.1 Lambang titik Lewis untuk unsur golongan utama dan gas mulia.
Jumlah titik berkaitan dengan jumlah ikatan yang dapat dibentuk oleh atom.

88

7.2 Ikatan Kovalen
Ikatan Kovalen adalah ikatan yang terbentuk dari pemakaian bersama

sepasang electron atau lebih. Senyawa kovalen adalah senyawa yang hanya
mengandung ikatan kovalen.

Ikatan kovalen dalam atom-atom berelektron banyak hanya melibatkan
electron valensi. Contoh: ikatan pada molekul fluorin, F2 ( 9F Z= 9). Konfigurasi
electron F adalah 1s2 2s2 2p5. Electron pada orbital 1s tidak terlibat dalam
pembentukan ikatan karena tingkat energinya rendah, maka electron valensi yang
dimiliki F (electron pada orbital 2s dan 2p) artinya F mempunyai 7 elektron valensi
sehingga mempunyai 7 titik. Sesuai dengan letak golongan atom F berada pada
golongan VIIA. Ada satu electron yang tidak berpasangan, sehingga pembentukan
molekul F2 adalah:

Perhatikan hanya dua elektron valensi yang terlibat dalam pembentukan F2.
Pasangan elektron valensi yang tidak terlibat dalam pembentukan ikatan kovalen
disebut pasangan elektron bebas.

Pasangan elektron bebas Pasangan elektron bebas

Struktur yang digunakan untuk menggambarkan senyawa kovalen F2 disebut
struktur Lewis. Struktur lewis adalah penggambaran ikatan kovalen yang
menggunakan lambang titik Lewis di mana pasangan elektron ikatan dinyatakan
dengan satu garis atau sepasang titik yang diletakkan di antara kedua atom, dan
pasangan elektron bebas dinyatakan dengan titik-titk pada masing-masing atom.

Catatan:: hanya elektron valensi yang ditunjukkan pada struktur Lewis.

Atom-atom dapat membentuk berbagai jenis ikatan kovalen yang berbeda.
Dua atom yang berikatan melalui sepasang electron disebut ikatan tunggal. Dalam
beberapa senyawa, atom-atom berikatan dengan ikatan rangkap, yaitu ikatan yang
terbentuk jika dua atom menggunakan dua atau lebih pasangan electron secara
bersama-sama. Ikatan antara dua atom yang menggunakan bersama dua pasang

89

electron disebut ikatan rangkap dua. Contoh: ikatan rangkap dua terdapat dalam
molekul karbon dioksida (CO2) dan etilena (C2H4):

Ikatan rangkap tiga terbentuk jika dua atom menggunakan bersama tiga
pasang electron, seperti dalam molekul N2:

Molekul asetilena (C2H2) juga mengandung ikatan rangkap tiga, yaitu pada
ikatan antara dua atom karbon:

7.3 Penulisan Rumus Lewis
rumus Lewis menggunakan titik cukup sulit untuk senyawa-senyawa beratom

banyak (poliatom), tetapi dapat disederhanakn dengan cara garis. Dalam cara ini, dua
(sepasang) electron dilambangkan dengan satu garis (-), sehingga atom dalam senyawa
harus mempunyai empat garis, kecuali H satu garis. Langkah-langkah cara ini sebagai
berikut:
a. Jumlahkan semua electron valensi atom dalam senyawa
b. Tentukan jumlah garis dengan membagi dua jumlah electron itu
c. Letakkan atom-atom secara berdekatan sesuai dengan struktur molekulnya
d. Beri garis tiap atom sehingga jumlah masing-masing empat, dan jika perlu beri dua

atau tiga garis antara dua atom
e. Jumlah semua garis harus sesuai dengan yang dihitung pada b.

90

Contoh:
Tentukan rumus Lewis senyawa di bawah ini:

a. NCl3

b. SO2

c. H2SO4

7.4 Muatan Formal
Muatan formal suatu atom adalah jumlah elektron valensi dalam atom bebas

dikurangi dengan jumlah elektron yang dimiliki oleh atom tersebut di dalam struktur
Lewis.

Untuk menentukan jumlah electron atom dalam struktur Lewis, kita gunakan
aturan berikut:

Semua electron nonikatan dalam atom tersebut dinyatakan milik atom itu
Kita membagi ikatan antara atom tersebut dengan atom lain dan menyatakan
separuh electron ikatannya sebagai milik atom tersebut

91

Contoh1 : molekul ozon (O3), struktur Lewis untuk O3

Muatan formal pada setiap atom dalam O3 dapat dihitung dengan menurut
skema berikut:

Elektron valensi 66 6
Elektron yang dinyatakan “milik” atom 65 7

Selisihnya (muatan formal) 0 1 -1

Contoh 2 : tulislah muatan formal pada ion karbonat

Muatan formal pada setiap atom dapat dihitung dengan menggunakan prosedur
yang telah diberikan.
Muatan formal Atom C: 4 – 4 = 0
Muatan formal Atom O pada C=O : 6 – 6 = 0
Muatan formal Atom O pada C – O : 6 – 7 = -1
Muatan formal Atom O pada C – O : 6 – 7 = -1
Latihan:

Tulislah muatan formal dari ion nitrit (NO2-).

7.5 Konsep Resonansi
Struktur Resonansi adalah salah satu dari dua atau lebih struktur Lewis untuk

satu molekul yang tidak dapat dinyatakan secara tepat dengan hanya menggunakan
satu struktur Lewis.
Contoh struktur Lewis Ozon (O3):

Berdasarkan struktur di atas, ikatan O – O dalam O3 diperkirakan akan lebih
panjang dari pada ikatan O══O, karena ikatan rangkap dua telah diketahui lebih
pendek dibandingkan ikatan tunggal. Tetapi data percobaan menunjukkan bahwa

92

panjang kedua ikatan oksigen dengan oksigen adalah sama panjang (128 pm). Masalah
ini diatasi dengan menggunakan kedua struktur Lewis untuk menyatakan molekul ozon:

Kedua struktur itu masing-masing disebut sebagai struktur resonansi. Tanda
panah dua arah menyatakan bahwa struktur-struktur yang diberikan merupakan struktur
resonansi. Istilah Resonansi berarti penggunaan dua atau lebih struktur Lewis untuk
menggambarkan molekul tertentu.

Contoh lain dari resonansi adalah ion karbonat:

Latihan:
Tulislah struktur resonansi dari:
a. CO2
b. NO2-

7.6 Teori Tolakan Pasangan Elektron Valensi
Setelah Lewis berhasil menggambarkan electron valensi dalam senyawa

kovalen, timbul upaya untuk meramalkan struktur molekul senyawa ini. Struktur
senyawa kovalen sangat ditentukan oleh bentuk electron valensi atom pusatnya. Bentuk
itu dipengaruhi oleh jumlah pasangan elektronnya, baik yang terikat maupun yang
bebas.

Menurut Gillespie dan Nyholm, pasangan electron valensi atom mempunyai
gaya tolak menolak (Gaya Coulomb) karena electron bermuatan negatif. Berdasarkan
itu, mereka mengemukakan suatu gagasan yang disebut teori tolakan pasangan electron
valensi (VSEPR= valence shell electron repulsion). Karena tolakan, pasangan akan
menempati ruang sesuai dengan jenisnya, apakah pasangan bebas, atau pasangan terikat
dalam bentuk ikatan tunggal, rangkap dua, atau rangkap tiga. Contohnya SO2:

93

Dalam SO2, atom pusat S mempunyai sepasang electron bebas, sepasang
electron dalam ikatan tunggal dan dua pasang dalam ikatan rangkap dua. Jumlah atom
atau substituent yang terikat pada atom pusat disebut bilangan koordinasi (BK). Jadi,
atom S mempunyai BK = 2 dan satu pasangan bebas (PB).

BK = 3 BK = 5
PB = 1 PB = 0

Dari jumlah BK dan PB atom pusat dapat diramalkan struktur molekul senyawa
dengan teori VSEPR, berdasarkan aturan:

Pasangan electron cenderung meminimumkan gaya tolakan sesamanya. Atom
pusat yang tidak mempunyai pasangan bebas (PB) mempunyai bentuk ideal
sesuai dengan BK-nya (Tabel 7.1)

❖ BK dua adalah liniear
❖ BK tiga adalah segitiga
❖ BK empat adalah tetrahedron
❖ BK lima adalah trigonal bipiramid
❖ BK enam adalah oktahedron

Langkah-langkah dalam meramalkan struktur molekul adalah:
Menuliskan rumus Lewis molekul
Mengjitung jumlah BK dan PB atom pusat dan jumlah ini disebut kelompok
pasangan
Menentukan tipe senyawa sesuai dengan kelompok pasangan (sesuai aturan
pada Tabel 7.1)

94

Tabel 7.1 Susunan Pasangan Elektron disekitar Atom Pusat (A) dalam suatu Molekul

dan Geometri Beberapa Molekul dan Ion Sederhana yang Atom Pusatnya

tidak Memliki Pasangan Elektron Bebas

Jumlah Pasangan Susunan Pasangan Geometri Contoh
Molekul
Elektron electron

95

Molekul yang Atom Pusatnya Tidak Memiliki Pasangan Elektron Bebas
AB2 ; Berilium klorida (BeCl2)
BK = 2, PB = 0 berstruktur Liniear

AB3 ; Boron trifluorida (BF3)
BK = 3, PB = 0 berstruktur trigonal planar/segitiga datar

AB4 ; Metana (CH4)
BK = 4, PB = 0 berstruktur tetrahedral

AB5 ; Fosfro pentaklorida (PCl5)
BK = 5, PB = 0 berstruktur segitiga bipiramida

AB6 ; Belerang heksafluorida (SF6)
BK = 6, PB = 0 berstruktur segitiga bipiramida

Molekul yang Atom Pusatnya Memiliki Satu atau Lebih Pasangan Elektron Bebas
AB2E ; Belerang dioksida (SO2)
BK = 2, PB = 1 berstruktur V atau “tekuk”

96

AB3E ; Amonia (NH3)
BK = 3, PB = 1 berstruktur segitiga bipiramida

AB2E2 ; Air (H2O)
BK = 2, PB = 2 berstruktur menekuk

AB4E ; belerang tetrafluorida (SF4)
BK = 4, PB = 1 berstruktur Segitiga bipiramida

B. Daftar Pustaka
Raymond Chang. 2005. Kimia Dasar, Konsep-konsep Inti, Jilid 1. Jakarta:
Erlangga.

Syukri, S. 1999. Kimia Dasar 1. Bandung: ITB.