Kamu tahu kan kalau ikatan Hidrogen itu kuat banget ? Bahkan lebih kuat dari ikatan Van Der Waals. Tapi kenapa ya para ahli kimia belum tahu kalau ikatan kita jauh lebih kuat ? eaaa...eaaa :v

Assalamu'alaikum Warahmatullahi Wabarakatuh temen-temen, Berbicara soal ikatan apa sih kira-kira yang kalian fikirkan ?? Eitss! jangan salah ya, ini bukan soal ikatan aku dan kamu kok eheheh..

Jadi, kali ini kita akan membahas Ikatan dan Unsur di dalam Kimia, udah ada yang tau belumm??? Kalau begitu tanpa banyak basa-basi yukk langsung kita bahas!

Ikatan yang dihubungkan oleh pasangan elektron untuk mengikat atom A dan atom B (A-B atau A:B)

Ikatan elektrostatik antara kation (ion positif) dan anion (ion negatif), seperti NaCl disebut ikatan ion.

Karena muatan senyawa harus 0, muatan listrik kation dan anion harus sama.

Faktor Geometri

Jari-jari dan kekuatan menarik elektron atom atau ion menentukan ikatan, struktur, dan reaksi zat elementer dan senyawa.

Jari-jari atomik dan ionik

Image result for gambar jari jari kovalen png

Jari-jari logam

Kerapatan elektron dalam atom secara perlahan akan menuju, tetapi tidak pernah mencapai nol ketika jarak dari inti meningkat. Oleh karena itu, secara ketat dapat dinyatakan bahwa jari-jari atom atau ion tidak dapat ditentukan. Namun, secara eksperimen mungkin untuk menentukan jarak antar inti atom. Jari-jari atomik yang ditentukan secara eksperimen merupakan salah satu parameter atomik yang sangat penting untuk mendeskripsikan kimia struktural senyawa. Cukup beralasan untuk mendefinisikan jari-jari logam sebagai separuh jarak atom logam. Separuh jarak antar atom didefinisikan juga sebagai jari-jari kovalen zat elementer.

Jari-jari kovalen

Secara eksperimen mendinifikasikan separuh jarak atom logam antara dua atom yang sama terikat secara bersama oleh ikatan kovalen.

Jari-jari Ionik

Berkaitan dengan jarak antara 2 inti yang terhubung oleh ikatan elektrostatik antara kation dan anion masing-masing unsur.

Entalpi Kisi

Siklus Born-Haber adalah suatu pendekatan yang digunakan untuk menganalisi energi reaksi. Untuk memutuskan ion-ion bebas dari kisi membutuhkan energi yang besar. Nilai dari energi kisi bergantung pada kekuatan ikatan ion. Kekuatan ion berkaitan erat dengan ukuran dan muatan ion.

Magnesium oksida yang mengandung 2 ion positif akan memiliki energi kisi lebih tinggi dibandingkan dengan natrium flourida yang hanya mengandung 1 ion positif, yaitu masing-masing 3933 kJ.mol-1 dan 915 kJ.mol-1. Sama hal nya juga dengan entropi, akan selalu lebih tinggi entropi padatan kristal yang memiliki susunan yang teratur dibandingkan gas yang susunannya tidak teratur.

Example :

Na+Cl-(s) → Na+(aq) + Cl-(aq)

Proses di atas dibagi menjadi beberapa tahap, pertama kisi diuapkan dengan cara didisosiasi ke dalam ion-ion gas:

NaCl(s) → Na+(g) + Cl-(g) ㅿH atom= -788 kJ.mol-1

Kemudian, ion dihidrasi:

Na+(g) → Na+(aq) ΔH L = -406 kJ.mol-1

Cl-(g) →Cl-(aq) ∆H f = -378 kJ.mol-1

Maka perubahan entalpi, ∆H soln, untuk proses pelarutan tersebut adalah

(+788)+(-406)+(-378) = +4 kJ.mol-1

Tetapan Madelung

Energi Potensial Coulomb total antar ion dalam senyawa ionik yang terdiri atas ion A dan ion B adalah penjumlahan energi potensial coulomb interaksi ion individual. Karena lokasi ion-ion dalam kristal ditentukan oleh tipe struktur potensial coulomb total antar ion dihitung dengan menentukan jarak antar ion d. A adalah Tetapan Madelung yang khas untuk tiap kristal.

Interaksi elektrostatik antara ion-ion yang bersentuhan merupakan yang terkuat dan tetapan Madelung juga akan meningkat dengan semakin besarnya bilangan koordinasi.

Struktur Kristal Logam

Struktur Ikatan logam

Ikatan antar teras atom (orbital atom yang terisi penuh elektron bersama-sama inti atom yang dikelilingi oleh elektron-elektron bebas).

Struktur atom dalam sebuah kristal heksagonal terpadatkan rapat(hcp).

Sel satuan HCP adalah prisma rombohedral yang mengandung dua bola yang terletak pada posisinya.
Jika dirilis CCP nampak seperti FCC (Face-centered Cubic), mengandung bola disetiap sudut kubus dan satu di pusat muka.

Kristal Ionik

Struktur dasar kristal ion adalah ion yang lebih besar (biasanya anion) membentuk susunan terjejal dan ion yang lebih kecil (biasanya kation) masuk kedalam lubang oktahedral atau tetrahedral di antara anion.

Kristal anion diklasifikasikan kedalam beberapa tipe struktur berdasarkan jenis kation dan anion yang terlibat dan jari-jari ionnya.

Anion membentuk koordinasi polihedra disekeliling kation. Jari-jari rX adalah separuh sisi polihedral dan jarak kation di pusat polihedral ke sudut polihedral merupakan jumlah jari-jari kation dan anion rx + rM

Jarak dari pusat ke sudut polihedral :

√3rx , √2rx , 1/2 √6rx

Variasi Ungkapan Struktur Padatan

Banyak padatan anorganik memiliki struktur 3 dimensi yang rumit. Senyawa anorganik yang rumit menggambarkan ikatan antar atom. Walaupun terdapat ikatan antar anion, strukturnya akan disederhanakan bila polihedra anion menggunakan dua sudut (muka atau sisi). Struktur ionik dianggap struktur terjejal anion.

FAKTOR ELEKTRONIK

Ikatan dan Struktur senyawa ditentukan oleh sifat elektronik seperti kekuatan atom-atom penyusun dalam menarik menolak elektron. Orbital molekul yang diisi elektron valensi, susunan geometrisnya dipengaruhi oleh interaksi elektronik antar elektron non ikatan.

MUATAN INTI EFEKTIF

Muatan positif inti sedikit banyak dilawan oleh elektron negatif bagian dalam (dibawah elektron valensi), muatan inti yang dirasakan oleh elektron valensi suatu atom dengan nomor atom Z akan lebih kecil dari muatan inti Ze. Penurunan ini disebut Konstanta Perisai (σ) dan muatan inti netto disebut dengan Muatan Inti Efektif (Zeeff)

Persamaan Muatan inti efektif bervariasi mengikuti variasi orbital dan jarak dari inti

Zeef = Z - σ

ENERGI IONISASI

Energi ionisasi adalah energi minimum yang diperlukan untuk mengeluarkan elektron dari atom dalam fase gas (g).

A(g) → A+ (g) + e (g)

Energi ionisasi (Ei) diungkapkan dalam satuan elektron volt (eV) = 96,49 kJmol1

Energi ionisasi pertama yang mengeluarkan elektron terluar merupakan energi paling rendah, dan energi ionisasi ke 2 dan ke 3, yang mengionisasi lebih lanjut kation dan meningkat dengan cepat.

Pers. Ei1 < Ei2 < Ei3

Entalpi ionisasi yakni perubahan entalpi standar proses ionisasi dan digunakan dalam perhitungan termodinamika.

GRAFIK ENERGI IONISASI (Ei)

Atom Ei Besar = Periode Kecil, Golongannya Besar

Atom Ei Kecil = Periode Besar, Golongannya Kecil

AFINITAS ELEKTRON

Afinitas Elektron merupakan negatif entalpi penangkapan elektron oleh atom dalam fasa gas.

Sehingga didefinisikan Afinitas Elektron Pertama adalah energi yang dilepaskan ketika 1 mol atom gas mendapatkan satu elektron untuk membentuk 1 mol ion gas.

Afinitas dapat dianggap sebagai entalpi ionisasi anion.

A ( = -ΔHeg)

KE-ELEKTRONEGATIFAN

1) L. Pauling

Ke-elektronegatifan merupakan parameter paling fundamental yang mengungkapkan secara numerik kecenderungan atom untuk menarik elektron dalam molekul.

Skala Pauling justifikasinya paling dekat yang mendefinisikan besaran kantitaif karakter ion ikatan.

Δ = D (AB) -1/2 (D(AA)+D(BB))

Δ = D (AB) - √(D(AA)x D(BB))

|Xa - Xb| = 0,208√Δ

Ke-elektronegatifan X merupakan perbedaan ke-elektronegatifan atom A dan B sebanding dengan akar kuadrat ion.

2) A.L.Allerd dan E.G. Rochow

Ke-elektronegatifan merupakan medan listrik di permukaan atom, mereka menambahkan konstanta untuk membuat ke-elektronegatifan mereka sedekat mungkin dengan nilai Pauling dengan menggunakan melibatkan jari-jari ikatan kovalen dalam persamaan.

\chi =0,359{{Z\star } \over {r_{\rm {cov}}^{2}}}+0,744.

Hasilnya → unsur-unsur dengan jari-jari kovalen yang kecil dan muatan inti efektif yang besar memiliki ke-elektronegatifan yang besar.

3) R. Mulliken

Ke-elektronegatifan sebagai rata-rata energi ionisasi l dan afinitas elektron A.
Persamaan

Elektron ionisasi → energi eksitas dan HOMO dan afinitas elektron adalah energi penambahan energi ke LUMO sehingga ke-elektronegatifan adalah rata-rata energi HOMO dan LUMO.

ORBITAL MOLEKUL

Fungsi gelombang elektron dalam suatu atom disebut orbital atom

Karena kebolehjadian menemukan elektron dalam orbital molekul sebanding dengan kuadrat fungsi gelombang dan peta elektron nampak seperti fungsi gelombang

Suatu gelombang fungsi mempunyai daerah beramplitudo positif dan negatif yang disebut cuping (lobes)

Syarat pembentukan orbital

Cuping orbital atom penyusunnya cocok untuk tumpang tindih
Tanda positif atau negatif cuping yang bertumpang tindih sama
Tingkat orbital orbital-orbital atomnya dekat

Daftar pustaka :

baru, O. (2016, January 27). makalah klasifikasi ikatan, Faktor geometri oleh orde kimia anorganik. Retrieved January 27, 2016, from makalah kimia anorganik klasifikasi ikatan: http://makalahkimiaanorganikkelompok.blogspot.com/

Catatan. (2019). Ikatan dan Unsur. Pontianak.

RumahFARIS. (2011). Bank Kimia. Retrieved 2011, from Kamu tahukan aturan jari-jari: http://bankimia.blogspot.com/2012/02/kamu-tahukan-aturan-jari-jari.html

15 komentar |

Bilangan Kuantum

Assalamu'alaikum Warahmatullahi Wabarakatuh...

Haii teman-teman gimana..gimana ? masih semangat mengenal materi kimia yang satu ini ?? Well, seperti judulnya kali ini kita akan membahas materi tentang Bilangan Kuantum. Wow... apaan tuh Bilangan Kuantum? Cekidot!

(Elektron mengelilingi atom dengan teratur)

A. PENDAHULUAN

Bilangan kuantum adalah suatu harga yang menyatakan keadaan orbital suatu atom.

Jenis-jenis Bilangan Kuantum terdiri dari 4 yaitu :

Bilangan kuantum utama (n)

Bilangan kuantum azimuth (l)

Bilangan kuantum magnetik (m)

Bilangan kuantum spin (s)

B. BILANGAN KUANTUM UTAMA

Bilangan kuantum utama/prinsipal (n) adalah suatu harga yang menyatakan tingkat energi atau kulit dalam atom.

Bilangan kuantum utama merupakan dasar penentu harga bilangan kuantum lainnya.

Bilangan kuantum utama antara lain:

Kulit K L M N

Harga 1 2 3 4

C. BILANGAN KUANTUM AZIMUTH

Bilangan kuantum azimuth/orbital (l) adalah suatu harga yang menyatakan sub-kulit atom dan bentuk geometri orbital.

Harga l yang diijinkan di setiap kulitnya adalah:
0 ≤ l ≤(n-1)

Sub-kulit Nama Harga Bentuk orbital

s sharp 0 1 balon

p principal 1 1 balon terpilin

d diffuse 2 2 balon terpilin

f fundamental 3 4 balon terpilin

Kulit-kulit atom dalam keadaan penuh terisi elektron beserta harga b.k.azimuth :

Kulit K L

Harga 0 0,1

Sub-kulit 1s 2s 2p

Elektron maks 2 8

Kulit M N

Harga 0, 1, 2 0, 1, 2, 3

Sub-kulit 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f

Elektron maks 18 32

D. BILANGAN KUANTUM MAGNETIK

Bilangan kuantum magnetik (ml atau m) adalah suatu harga yang menyatakan banyak dan posisi/orientasi orbital.

Harga m yang diijinkan di setiap sub-kulitnya:
-l ≤ m ≤ +l

Posisi/orientasi atau orbital adalah tempat dimana elektron bergerak didalam atom, dan masing-masing orbital maksimal menampung sepasang elektron.

E. BILANGAN KUANTUM SPIN

Bilangan kuantum spin (ms atau s) adalah suatu harga yang menyatakan kedudukan dan arah rotasi elektron pada suatu orbital.

Bilangan kuantum spin tidak di gunakan dalam menentukan keadaan orbital, hanya untuk menentukan perbedaan elektron pada orbital.

Karena terdapat dua elektron dalam satu orbital, sedangkan keduanya memiliki kutub padanya, maka nilai elektron yang berpasangan dalam orbital tersebut harus berbeda nilai

Harga s = +1/2 s = -1/2

Arah (berlawanan jarum jam) (searah jarum jam)

Kutub terbalik tidak terbalik

Posisi pada orbital ↑ ↓

F. BENTUK ORBITAL

Bentuk orbital bergantung pada harga bilangan kuantum azimuth (l), dan setiap nilai l memiliki bentuk orbital berbeda.

a. Orbital s

Orbital yang paling sederhana adalah orbital s. Setiap subkulit s terdiri atas 1 buah orbital yang berisi 2 elektron.

b. Orbital p

Bentuk orbital p seperti balon terpilin. Kepadatan elektron tidak tersebar merata, melainkan terkonsentrasi dalam dua daerah yang terbagi sama besar dan terletak pada dua sisi berhadapan dari inti yang terletak di tengah.

Sub kulit p terdiri atas 3 orbital, tiap orbital mempunyai bentuk yang sama. Perbedaan ketiga orbital terletak pada arah, di mana terkonsentrasinya kepadatan elektron. Biasanya orbital p digambarkan menggunakan satu kumpulan sumbu x, y, dan z, sehingga diberi tanda px, py dan pz.

c. Orbital d dan f

Setiap subkulit d terdiri atas 5 orbital dengan bentuk kelima orbital yang tidak sama. Orientasi orbital d dilambangkan dengan dxy, dxz, dyz, dx2-y2 dan dz2.

Empat orbital mempunyai bentuk yang sama dan setiap orbital mempunyai 4 “lobe” kepadatan elektron. Adapun perbedaannya terletak pada arah berkumpulnya kepadatan elektron. Sementara itu, satu orbital lagi mempunyai bentuk berbeda, tetapi memiliki energi yang sama dengan keempat orbital d lainnya.

Orbital f mempunyai bentuk orbital yang lebih rumit dan lebih kompleks daripada orbital d. Setiap subkulit f mempunyai 7 orbital dengan energi yang setara. Orbital ini hanya digunakan untuk unsur-unsur transisi yang letaknya lebih dalam.

G. DIAGRAM ORBITAL

Diagram orbital menggambarkan urutan konfigurasi elektron dalam setiap kulit atom.

Konfigurasi elektron yang ditulis menggunakan bilangan kuantum harus memenuhi kaidah berikut:

1. Asas Aufbau
Pengisian elektron pada sub-kulit diisi dari tingkat energi yang lebih rendah ke tingkat energi yang lebih besar.

Aturan pengisian sub-kulit:

Contoh :

2. Aturan Hund
Pengisian elektron pada orbital yang satu sub-kulit, mula-mula elektron mengisi satu di tiap orbital, baru kemudian berpasangan.
Contoh :

3. Larangan Pauli

Pauli mengemukakan hipotesisnya yang menyatakan bahwa dalam satu atom tidak mungkin dua elektron mempunyai keempat bilangan kuantum sama. Misal, 2 elektron akan menempati subkulit 1s. Tiga bilangan kuantum pertama akan mempunyai nilai yang sama (n = 1, l = 0, m = 0). Untuk itu bilangan kuantum yang terakhir, yaitu bilangan kuantum spin(s) harus mempunyai nilai berbeda ( + 1/2 atau -1/2 ).

Dengan kata lain, setiap orbital maksimal hanya dapat terisi 2 elektron dengan arah spin berlawanan. Sebagai contoh, pengisian elektron pada orbital 1s digambarkan sebagai berikut.

Mengapa pada satu orbital hanya dapat ditempati maksimal oleh dua elektron? Karena jika ada elektron ketiga, maka elektron tersebut pasti akan mempunyai spin yang sama dengan salah satu elektron yang terdahulu dan itu akan melanggar asas larangan Pauli dengan demikian tidak dibenarkan. Jumlah elektron maksimal untuk tiap subkulit sama dengan dua kali dari jumlah orbitalnya.

orbital s maksimal 2 elektron

orbital p maksimal 6 elektron

orbital d maksimal 10 elektron, dan

orbital f maksimal 14 elektron.

Sumber :
https://materi78.files.wordpress.com/2014/04/kuant_kim1_4.pdf
https://mediabelajaronline.blogspot.com/2010/09/konfigurasi-elektron-dan-diagram.html
https://sainsmini.blogspot.com/2015/10/konfigurasi-elektron-asas-aufbau.html
https://www.studiobelajar.com/bilangan-kuantum/
https://belajarkimiaonlineyuk.wordpress.com/konfigurasi-elektron-pada-atom/materi/larangan-pauli/
https://rinioktavia19942.wordpress.com/kimia-kelas-xi/semester-i/struktur-atom/bentuk-orbital/

8 komentar |

Daftar pustaka :

Blog Archive

About Me