✔ ATOM


STRUKTUR ATOM
  Model Atom Dalton
a)      Atom digambarkan sebagai bola pejal yang sangat kecil.
b)      Atom merupakan partikel terkecil yang tidak dapat dipecah lagi.
c)      Atom suatu unsur sama memiliki sifat yang sama, sedangkan atom unsur berbeda, berlainan dalam massa dan sifatnya.
d)      Senyawa terbentuk jika atom bergabung satu sama lain.
e)      Reaksi kimia hanyalah reorganisasi dari atom-atom, sehingga tidak ada atom yang berubah akibat reaksi kimia.



Teori atom Dalton ditunjang oleh 2 hukum alam yaitu :
1.      Hukum Kekekalan Massa (hukum Lavoisier)  :  massa zat sebelum dan sesudah reaksi adalah sama.
2.     Hukum Perbandingan Tetap (hukum Proust)   :  perbandingan massa unsur-unsur yang menyusun suatu zat adalah tetap.
Kelemahan Model Atom Dalton :
Menurut teori atom Dalton nomor 5, tidak ada atom yang berubah akibat reaksi kimia. Kini ternyata dengan reaksi kimia nuklir, suatu atom dapat berubah menjadi atom lain.
Contoh :
2).  Model Atom Thomson
a)      Setelah ditemukannya elektron oleh J.J Thomson, disusunlah model atom Thomson yang merupakan penyempurnaan dari model atom Dalton.
b)      Atom terdiri dari materi bermuatan positif dan di dalamnya tersebar elektron bagaikan kismis dalam roti kismis.
Perhatikan Gambar Model Atom Thomson dari Buku Paket Kimia 1A halaman 121!
3).  Model Atom Rutherford
a)      Rutherford menemukan bukti bahwa dalam atom terdapat inti atom yang bermuatan positif, berukuran lebih kecil daripada ukuran atom tetapi massa atom hampir seluruhnya berasal dari massa intinya.
b)      Atom terdiri dari inti atom yang bermuatan positif dan berada pada pusat atom serta elektron bergerak melintasi inti (seperti planet dalam tata surya).
Kelemahan Model Atom Rutherford :
  • Ketidakmampuan untuk menjelaskan mengapa elektron tidak jatuh ke inti atom akibat gaya tarik elektrostatis inti terhadap elektron.
  • Menurut teori Maxwell, jika elektron sebagai partikel bermuatan mengitari inti yang memiliki muatan yang berlawanan maka lintasannya akan berbentuk spiral dan akan kehilangan tenaga/energi dalam bentuk radiasi sehingga akhirnya jatuh ke inti.
Perhatikan Gambar Model Atom Rutherford dari Buku Paket Kimia 1A halaman 123!
4).  Model Atom Niels Bohr
  • Model atomnya didasarkan pada teori kuantum untuk menjelaskan spektrum gas hidrogen.
  • Menurut Bohr, spektrum garis menunjukkan bahwa elektron hanya menempati tingkat-tingkat energi tertentu dalam atom.
Menurutnya :
a)      Atom terdiri dari inti yang bermuatan positif dan di sekitarnya beredar elektron-elektron yang bermuatan negatif.
b)      Elektron beredar mengelilingi inti atom pada orbit tertentu yang dikenal sebagai keadaan gerakan yang stasioner (tetap) yang selanjutnya disebut dengan tingkat energi utama (kulit elektron) yang dinyatakan dengan bilangan kuantum utama (n).
c)      Selama elektron berada dalam lintasan stasioner, energi akan tetap sehingga tidak ada cahaya yang dipancarkan.
d)      Elektron hanya dapat berpindah dari lintasan stasioner yang lebih rendah ke lintasan stasioner yang lebih tinggi jika menyerap energi. Sebaliknya, jika elektron berpindah dari lintasan stasioner yang lebih tinggi ke rendah terjadi pelepasan energi.
e)      Pada keadaan normal (tanpa pengaruh luar), elektron menempati tingkat energi terendah (disebut tingkat dasar = ground state).
Perhatikan Gambar Model Atom Niels Bohr dari Buku Paket Kimia 1A halaman 125!
Kelemahan Model Atom Niels Bohr :
1.      Hanya dapat menerangkan spektrum dari atom atau ion yang mengandung satu elektron dan tidak sesuai dengan spektrum atom atau ion yang berelektron banyak.
2.     Tidak mampu menerangkan bahwa atom dapat membentuk molekul melalui ikatan kimia.
5).  Model Atom Modern
Dikembangkan berdasarkan teori mekanika kuantum yang disebut mekanika gelombang; diprakarsai oleh 3 ahli :
a)      Louis Victor de Broglie
Menyatakan bahwa materi mempunyai dualisme sifat yaitu sebagai materi dan sebagai gelombang.
b)      Werner Heisenberg
Mengemukakan prinsip ketidakpastian untuk materi yang bersifat sebagai partikel dan gelombang. Jarak atau letak elektron-elektron yang mengelilingi inti hanya dapat ditentukan dengan kemungkinan – kemungkinan saja.
c)      Erwin Schrodinger (menyempurnakan model Atom Bohr)
Berhasil menyusun persamaan gelombang untuk elektron dengan menggunakan prinsip mekanika gelombang. Elektron-elektron yang mengelilingi inti terdapat di dalam suatu orbital yaitu daerah 3 dimensi di sekitar inti dimana elektron dengan energi tertentu dapat ditemukan dengan kemungkinan terbesar.



OrbitOrbital
Gambar Perbedaan antara orbit dan orbital untuk elektron
  • Orbital digambarkan sebagai awan elektron yaitu : bentuk-bentuk ruang dimana suatu elektron kemungkinan ditemukan.
  • Semakin rapat awan elektron maka semakin besar kemungkinan elektron ditemukan dan sebaliknya.
PARTIKEL DASAR PENYUSUN ATOM
(Pelajari Buku Paket Kimia 1A halaman 88 sampai 96!)
Partikel
Notasi
Massa
Muatan
Sesungguhnya
Relatif thd proton
Sesungguhnya
Relatif thd proton
Proton

1,67 x 10-24 g
1 sma
1,6 x 10-19 C
+1
Neutron

1,67 x 10-24 g
1 sma
0
0
Elektron

9,11 x 10-28 g
sma
-1,6 x 10-19 C
-1
Catatan : massa partikel dasar dinyatakan dalam satuan massa atom ( sma ).
1 sma = 1,66 x 10-24 gram
NOMOR ATOM
  • Menyatakan jumlah proton dalam atom.
  • Untuk atom netral, jumlah proton = jumlah elektron (nomor atom juga menyatakan jumlah elektron).
  • Diberi simbol huruf Z
    • Atom yang melepaskan elektron berubah menjadi ion positif, sebaliknya yang menerima elektron berubah menjadi ion negatif.
Contoh : 19K
Artinya …………..
NOMOR MASSA
v  Menunjukkan jumlah proton dan neutron dalam inti atom.
v  Proton dan neutron sebagai partikel penyusun inti atom disebut Nukleon.
v  Jumlah nukleon dalam atom suatu unsur dinyatakan sebagai Nomor Massa (diberi lambang huruf A), sehingga :
A  =  nomor massa
=  jumlah proton ( p ) + jumlah neutron ( n )
A   =  p + n = Z + n
v  Penulisan atom tunggal dilengkapi dengan nomor atom di sebelah kiri bawah dan nomor massa di sebelah kiri atas dari lambang atom tersebut. Notasi semacam ini disebut dengan Nuklida.
Keterangan :
X = lambang atom             A = nomor massa
Z  = nomor atom                Contoh :
SUSUNAN ION
v  Suatu atom dapat kehilangan/melepaskan elektron atau mendapat/menerima elektron tambahan.
v  Atom yang kehilangan/melepaskan elektron, akan menjadi ion positif (kation).
v  Atom yang mendapat/menerima elektron, akan menjadi ion negatif (anion).
v  Dalam suatu Ion, yang berubah hanyalah jumlah elektron saja, sedangkan jumlah proton dan neutronnya tetap.
Contoh :
Spesi
Proton
Elektron
Neutron
Atom Na
11
11
12
Ion
11
10
12
Ion
11
12
12
Rumus umum untuk menghitung jumlah proton, neutron dan elektron :
1).  Untuk nuklida atom netral :
:    p = Z
e = Z
n = (A-Z)
2).  Untuk nuklida kation :
:    p = Z
e = Z – (+y)
n = (A-Z)
3).  Untuk nuklida anion :
:    p = Z
e = Z – (-y)
n = (A-Z)
ISOTOP, ISOBAR DAN ISOTON
1).  ISOTOP
Adalah atom-atom dari unsur yang sama (mempunyai nomor atom yang sama) tetapi berbeda nomor massanya.
Contoh : ;   ;
2).  ISOBAR
Adalah atom-atom dari unsur yang berbeda (mempunyai nomor atom berbeda) tetapi mempunyai nomor massa yang sama.
Contoh : dengan
3).  ISOTON
Adalah atom-atom dari unsur yang berbeda (mempunyai nomor atom berbeda) tetapi mempunyai jumlah neutron yang sama.
Contoh : dengan
KONFIGURASI ELEKTRON
(Pelajari Buku Paket Kimia 1A halaman 83 sampai 88!)
ü  Persebaran elektron dalam kulit-kulit atomnya disebut konfigurasi.
ü  Kulit atom yang pertama (yang paling dekat dengan inti) diberi lambang K, kulit ke-2 diberi lambang L dst.
ü  Jumlah maksimum elektron pada setiap kulit memenuhi rumus 2n2 (n = nomor kulit).
Contoh :
Kulit K (n = 1) maksimum 2 x 12 = 2 elektron
Kulit L (n = 2) maksimum 2 x 22 = 8 elektron
Kulit M (n = 3) maksimum 2 x 32 = 18 elektron
Kulit N (n = 4) maksimum 2 x 42 = 32 elektron
Kulit O (n = 5) maksimum 2 x 52 = 50 elektron
Catatan :
Meskipun kulit O, P dan Q dapat menampung lebih dari 32 elektron, namun kenyataannya kulit-kulit tersebut belum pernah terisi penuh.
Langkah-Langkah Penulisan Konfigurasi Elektron :
1.      Kulit-kulit diisi mulai dari kulit K, kemudian L dst.
2.     Khusus untuk golongan utama (golongan A) :
Jumlah kulit = nomor periode
Jumlah elektron valensi = nomor golongan
1.      Jumlah maksimum elektron pada kulit terluar (elektron valensi) adalah 8.
  • Elektron valensiberperan pada pembentukan ikatan antar atom dalam membentuk suatu senyawa.
  • Sifat kimia suatu unsur ditentukan juga oleh elektron valensinya. Oleh karena itu, unsur-unsur yang memiliki elektron valensi sama, akan memiliki sifat kimia yang mirip.
Contoh :
Unsur
Nomor Atom
K
L
M
N
O
He
2
2




Li
3
2
1



Ar
18
2
8
8


Ca
20
2
8
8
2

Sr
38
2
8
18
8
2
Perhatikan Tabel 3.3 Buku Paket Kimia 1A halaman 85!
Catatan :
  • Konfigurasi elektron untuk unsur-unsur golongan B (golongan transisi) sedikit berbeda dari golongan A (golongan utama).
  • Elektron tambahan tidak mengisi kulit terluar, tetapimengisi kulit ke-2 terluar; sedemikian sehingga kulit ke-2 terluar itu berisi 18 elektron.
Contoh :
Unsur
Nomor Atom
K
L
M
N
Sc
21
2
8
9
2
Ti
22
2
8
10
2
Mn
25
2
8
13
2
Zn
30
2
8
18
2
Soal-Soal Latihan :
Kerjakan Latihan 3.3 dari Buku Paket halaman 88 nomor 1 – nomor 5!
MASSA ATOM RELATIF (Ar)
(Pelajari Buku Paket Kimia 1A halaman 38 sampai 39 dan halaman 100 sampai 103!)
  • Adalah perbandingan massa antar atom yang 1 terhadap atom yang lainnya.
  • Pada umumnya, unsur terdiri dari beberapa isotop maka pada penetapan massa atom relatif (Ar) digunakan massa rata-rata dari isotop-isotopnya.
  • Menurut IUPAC, sebagai pembanding digunakan atom C-12 yaitu  dari massa 1 atom C-12; sehingga dirumuskan :
Ar unsur X  =   ……………………(1)
  • Karena : massa 1 atom C-12 = 1 sma ; maka :
Ar unsur X  =   ……………………(2)
MASSA MOLEKUL RELATIF (Mr)
  • Adalah perbandingan massa antara suatu molekul dengan suatu standar.
  • Besarnya massa molekul relatif (Mr) suatu zat = jumlah massa atom relatif (Ar) dari atom-atom penyusun molekul zat tersebut.
  • Khusus untuk senyawa ion digunakan istilah Massa Rumus Relatif (Mr) karena senyawa ion tidak terdiri atas molekul.
  • Mr   = S Ar
Contoh :
Diketahui : massa atom relatif (Ar) H = 1; C = 12; N = 14 dan O = 16.
Berapa massa molekul relatif (Mr) dari CO(NH2)2
Jawab :
Mr CO(NH2)2 = (1 x Ar C) + (1 x Ar O) + (2 x Ar N) + (4 x Ar H)
= (1 x 12) + (1 x 16) + (2 x 14) + (4 x 1)
= 60
1.      B. PERKEMBANGAN SISTEM PERIODIK UNSUR
(Pelajari Buku Paket Kimia 1A halaman 72 sampai 82!)
1).  Hukum Triade Dobereiner
  • Dikemukakan oleh Johan Wolfgang Dobereiner (Jerman).
  • Unsur-unsur dikelompokkan ke dalam kelompok tiga unsur yang disebut Triade.
  • Dasarnya : kemiripan sifat fisika dan kimia dari unsur-unsur tersebut.
Jenis Triade :
1.      Triade Litium (Li), Natrium (Na) dan Kalium (K)
Unsur
Massa Atom
Wujud
Li
6,94
Padat
Na
22,99
Padat
K
39,10
Padat
Massa Atom Na (Ar Na) =  = 23,02
1.      Triade Kalsium (Ca), Stronsium (Sr) dan Barium (Ba)
2.     Triade Klor (Cl), Brom (Br) dan Iod (I)
2).  Hukum Oktaf Newlands
v  Dikemukakan oleh John Newlands (Inggris).
v  Unsur-unsur dikelompokkan berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya (Ar).
v  Unsur ke-8 memiliki sifat kimia mirip dengan unsur pertama; unsur ke-9 memiliki sifat yang mirip dengan unsur ke-2 dst.
v  Sifat-sifat unsur yang ditemukan berkala atau periodik setelah 8 unsur disebut Hukum Oktaf.
H
Li
Be
B
C
N
O
F
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
K
Ca
Cr
Ti
Mn
Fe
Berdasarkan Daftar Oktaf Newlands di atas; unsur H, F dan Cl mempunyai kemiripan sifat.
3).  Sistem Periodik Mendeleev (Sistem Periodik Pendek)
ü  Dua ahli kimia, Lothar Meyer (Jerman) dan Dmitri Ivanovich Mendeleev (Rusia) berdasarkan pada prinsip dari Newlands, melakukan penggolongan unsur.
ü  Lothar Meyer lebih mengutamakansifat-sifat kimia unsur sedangkan Mendeleev lebih mengutamakankenaikan massa atom.
ü  Menurut Mendeleev : sifat-sifat unsur adalah fungsi periodik dari massa atom relatifnya. Artinya : jika unsur-unsur disusun menurut kenaikan massa atom relatifnya, maka sifat tertentu akan berulang secara periodik.
ü  Unsur-unsur yang memiliki sifat-sifat serupa ditempatkan pada satu lajur tegak, disebut Golongan.
ü  Sedangkan lajur horizontal, untuk unsur-unsur berdasarkan pada kenaikan massa atom relatifnya dan disebut Periode.
4).  Sistem Periodik Modern (Sistem Periodik Panjang)
  • Dikemukakan oleh Henry G Moseley, yang berpendapat bahwa sifat-sifat unsur merupakan fungsi periodik dari nomor atomnya.
  • Artinya : sifat dasar suatu unsur ditentukan oleh nomor atomnyabukan oleh massa atom relatifnya (Ar).
1.      C. PERIODE DAN GOLONGAN DALAM SPU MODERN
1).  Periode
  • Adalah lajur-lajur horizontal pada tabel periodik.
  • SPU Modern terdiri atas 7 periode. Tiap-tiap periode menyatakan jumlah/banyaknya kulit atom unsur-unsur yang menempati periode-periode tersebut.
Nomor Periode = Jumlah Kulit Atom
Jadi :
  • Unsur-unsur yang memiliki 1 kulit (kulit K saja) terletak pada periode 1 (baris 1), unsur-unsur yang memiliki 2 kulit (kulit K dan L) terletak pada periode ke-2 dst.
Contoh :
9F        : 2 , 7 periode ke-2
12Mg    : 2 , 8 , 2 periode ke-3
31Ga     : 2 , 8 , 18 , 3 periode ke-4
Catatan :
a)      Periode 1, 2 dan 3 disebut periode pendek karena berisi relatif sedikit unsur.
b)      Periode 4 dan seterusnya disebut periode panjang.
c)      Periode 7 disebut periode belum lengkap karena belum sampai ke golongan VIII A.
d)      Untuk mengetahui nomor periode suatu unsur berdasarkan nomor atomnya, Anda hanya perlu mengetahui nomor atom unsur yang memulai setiap periode.
2).  Golongan
  • Sistem periodik terdiri atas 18 kolom vertikal yang terbagi menjadi 8 golongan utama (golongan A) dan 8 golongan transisi (golongan B).
  • Unsur-unsur yang mempunyai elektron valensi sama ditempatkan pada golongan yang sama.
  • Untuk unsur-unsur golongan A sesuai dengan letaknya dalam sistem periodik :



Nomor Golongan = Jumlah Elektron Valensi
  • Unsur-unsur golongan A mempunyai nama lain yaitu :
1.      Golongan IA             = golongan Alkali
2.     Golongan IIA      = golongan Alkali Tanah
3.     Golongan IIIA    = golongan Boron
4.     Golongan IVA    = golongan Karbon
5.     Golongan VA     = golongan Nitrogen
6.     Golongan VIA    = golongan Oksigen
7.     Golongan VIIA   = golongan Halida / Halogen
8.     Golongan VIIIA = golongan Gas Mulia
1.      D. SIFAT-SIFAT PERIODIK UNSUR
Meliputi :
1).  Jari-Jari Atom
  • Adalah jarak dari inti atom sampai ke elektron di kulit terluar.
  • Besarnya jari-jari atom dipengaruhi oleh besarnya nomor atom unsur tersebut.
  • Semakin besar nomor atom unsur-unsur segolongan, semakin banyak pula jumlah kulit elektronnya, sehingga semakin besar pula jari-jari atomnya.
Jadi : dalam satu golongan (dari atas ke bawah), jari-jari atomnya semakin besar.
  • Dalam satu periode (dari kiri ke kanan), nomor atomnya bertambah yang berarti semakin bertambahnya muatan inti, sedangkan jumlah kulit elektronnya tetap. Akibatnya tarikan inti terhadap elektron terluar makin besar pula, sehingga menyebabkan semakin kecilnya jari-jari atom.
Jadi : dalam satu periode (dari kiri ke kanan), jari-jari atomnya semakin kecil.
2).  Energi Ionisasi
ü  Adalah energi minimum yang diperlukan atom netral dalam bentuk gas untuk melepaskan satu elektron membentuk ion bermuatan +1.
ü  Jika atom tersebut melepaskan elektronnya yang ke-2 maka akan diperlukan energi yang lebih besar (disebut energi ionisasi kedua), dst.
EI 1< EI 2 < EI 3 dst
ü  Dalam satu golongan (dari atas ke bawah), EI semakin kecil karena jari-jari atom bertambah sehingga gaya tarik inti terhadap elektron terluar semakin kecil. Akibatnya elektron terluar semakin mudah untuk dilepaskan.
ü  Dalam satu periode (dari kiri ke kanan), EI semakin besar karena jari-jari atom semakin kecil sehingga gaya tarik inti terhadap elektron terluar semakin besar/kuat. Akibatnya elektron terluar semakin sulit untuk dilepaskan.
3). Afinitas Elektron
  • Adalah energi yang dilepaskan atau diserap oleh atom netral dalam bentuk gas apabila menerima sebuah elektron untuk membentuk ion negatif.
  • Semakin negatif harga afinitas elektron, semakin mudah atom tersebut menerima/menarik elektron dan semakin reaktif pula unsurnya.
  • Afinitas elektron bukanlah kebalikan dari energi ionisasi.
  • Dalam satu golongan (dari atas ke bawah), harga afinitas elektronnya semakin kecil.
  • Dalam satu periode (dari kiri ke kanan), harga afinitas elektronnya semakin besar.
  • Unsur golongan utama memiliki afinitas elektron bertanda negatif, kecuali golongan IIA dan VIIIA.
  • Afinitas elektron terbesar dimiliki golongan VIIA.
4).  Keelektronegatifan
  • Adalah kemampuan suatu unsur untuk menarik elektron dalam molekul suatu senyawa (dalam ikatannya).
  • Diukur dengan menggunakan skala Pauling yang besarnya antara 0,7 (keelektronegatifan Cs) sampai 4 (keelektronegatifan F).
  • Unsur yang mempunyai harga keelektronegatifan besar, cenderungmenerima elektron dan akan membentuk ion negatif.
  • Unsur yang mempunyai harga keelektronegatifan kecil, cenderungmelepaskan elektron dan akan membentuk ion positif.
  • Dalam satu golongan (dari atas ke bawah), harga keelektronegatifan semakin kecil.
  • Dalam satu periode (dari kiri ke kanan), harga keelektronegatifan semakin besar.
5.     Logam
Logam mempunyai beberapa sifat fisik, yaitu :
1)          Pada suhu kamar berwujud padat
2)          Merupakan penghantar listrik yang baik
3)          Merupakan penghantar panas yang baik
4)          Mempunyai kilap logam
5)          Dapat ditempa menjadi membran yang sangat tipis (maleabilitas)
6)          Dapat diregangkan jika ditarik (duktilitas)

                6.             Nonlogam
Unsur nonlogam umumnya ditemukan dalam bentuk senyawa serta mempunyai beberapa sifat fisik, yaitu :
1)        Bersifat isolator kecuali karbon (C) yang bersifat semikunduktor. Khusus unsur karbon, di alam terdapat dalam 2 (dua) alotrop, yaitu grafit dan intan. Alotrop adalah dua bentuk atau lebih molekul/kristal dari suatu unsur tertentu yang memiliki sifat fisik dan kimia berlainan.
2)        Tidak mempunyai kilap logam
3)        Sangat mudah rapuh
4)        Umumnya berwujud gas
5)        Tidak dapat ditarik
7.             titik didih dan titik leleh
A. TITIK LELEH
Titik leleh didefinisikan sebagai temperatur dimana zat padat berubah menjadi cairan pada tekanannya satu atmosfer. Titik leleh suatu zat padat tidak mengalami perubahan yang berarti dengan adanya perubahan tekanan. Oleh karena itu tekanan biasanya tidak dilaporkan pada penentuan titik leleh , kecuali kalau perbedaan dengan tekanan normal terlalu besar. Pada umumnya titik leleh senyawa organic mudah diamati sebab temperatur dimana pelelehan mulai terjadi hamper sama dengan temperatur dimana zat telah meleleh semuanya. Contohnya : suatu zat dituliskan dengan range titik leleh 122,1°- 122,4°C dari pada titik lelehnya 122,2°C.
Jika zat padat yang diamati tidak murni , maka akan terjadi penyimpangan dari titik leleh senyawa murninya. Penyimpangan itu berupa penurunan titik leleh dan perluasan range titik leleh. Misalnya : suatu asam murni diamati titik lelehnya pada temperatur 122,1°C – 122,4°C penambahan 20% zat padat lain akan mengakibatkan perubahan titik lelehnya dari temperatur 122,1°C – 122,4°C menjadi 115°C - 119°C. Rata – rata titik lelehnya lebih rendah 5°C dan range temperatur akan berubah dari 0,3°C jadi 4°C.
Atom-atom unsur alkali terikat dalam struktur terjenjal oleh ikatan logam yang lemah , karena setiap atom hanya mempunyai satu elektron ikatan dan bertambah lemah jika jari-jari bertambah besar. Oleh sebab itu titik leleh berkurang dari atas ke bawah dalam satu golongan. Sedangkan pada unsur halogen yang berada dalam keadaan padat berupa kristal terikat oleh Gaya Van der Waals yang lemah. Gaya ini bertambah jika jari-jari bertambah besar. Oleh sebab itu titik leleh bertambah dari atas ke bawah dalam satu golongan. Titik leleh bargantung pada kekuatan relatif dari ikatan. Dalam satu golongan unsur transisi dari atas ke bawah kekuatan ikatan bartambah, jadi titik leleh bertambah. Unsur C dan Si yang mempunyai struktur kovalen yang sangat besar mempunyai titik leleh tinggi.
Titik leleh dari gas mulia ditentukan oleh besarnya nomor atom. Semakin besar nomor atom maka titik lelehnya makin tinggi. Itu berarti ikatan Van der Waals sangat lemah. Sifat fisika dari karbon yaitu pada titik lelehnya adalah titik leleh dari karbon sangat tinggi, sehingga karbon berbeda dengan non logam lainnya. Titik leleh dan titik didih dinyatakan dalam keperiodikan
B. TITIK DIDIH
Titik didih suatu cairan ialah temperatur pada mana tekanan uap yang meninggalkan cairan sama dengan tekanan luar. Bila tekanan uap sama dengan tekanan luar ( tekanan yang dikenakan ), mulai terbentuk gelembung-gelembung uap dalam cairan. Karena tekanan uap dalam gelembung sama dengan tekanan udara , maka gelembung itu dapat mendorong diri lewat permukaan dan bergerak ke fase gas di atas cairan , sehingga cairan itu mendidih. Titik didih air ( dalam cairan lain ) beraneka ragam menrut tekanan udara. Dipergunakan titik didih air kurang dari 100°C , karena tekanan udara kurang dari 1 atm.
Saat , air berada dalam keadaan mendidih, gelembung-gelembung besar mulai terbentuk dalam cairan akan naik ke permukaan. Bila gelembung itu telah terbentuk, cairan yang tadinya menempati ruang ini didorong dan permukaan cairan pada wadah dipaksa naik untuk melawan tekanan ke bawah yang ditimbulkan oleh atmosfer. Suhu pada saat cairan mendidih disebut “titik didih”. Jadi titik didih adalah temperatur dimana tekanan uap = tekanan atmosfer.
Penambahan kecepatan panas pada cairan yang mendidih akan mempercepat terbentuknya gelembung uap air. Cairan pun akan lebih cepat mendidih , tapi suhu didih tidak naik. Titik didih cairan tergantung pada besarnya tekanan atmosfer. Titik didih pada tekanan 1 atm (760 torr) dinamakan sebagai “ titik didih normal “. Pada tekanan yang lebih besar maka titik didihnya juga lebih tinggi, dan begitu juga sebaliknya. Suhu yang tetap konstan dari cairan yang mendidih dapat dibuktikan bila kita merebus makanan. Waktu air mendidih , suhu akan tetap selama ada air disekeliling makanan tersebut berarti selama airnya belum habis makanan tak ada yang hangus. Itu membuktikan bahwa titik didih berubah dengan berubahnya tekanan.
Titik didih dapat digunakan untuk memperkirakan secara tak langsung berapa kuatnya Gaya tarik antara molekul cairan. Cairan yang gaya tarik antar molekulnya kuat , titik didihnya tinggi dan sebaliknya bila gaya tariknya lemah maka titik didihnya rendah. Ketergantungan titik didih pada gaya tarik antar molekul terlihat pada gambar III. 2 , dimana titik didih beberapa senyawa halogen dari unsur – unsur golongan IVA, VA , VIA , dan VII A, dibandingkan. Mari kita lihat senyawa pada golongan IV A terlebih dahulu karena bentuknya yang ideal , yaitu ukuran atom yang naik dari atas ke bawah ( dari CH4 ke GeH4 ). Sedangkan titik didih naik sesuai dengan naiknya gaya London. Kecenderungan yang sama terlihat pada senyawa berhidrogen dari unsur-unsur golongan lain dimulai pada periode ketiga. Tetapi H2O, NH3, dan HF mempunyai titik didih yang lebih tinggi karena adanya Gaya London antar molekulnya.

Kereaktifan :
Logam alkali sangat reaktif dibandingkan logam golongan lain. Selain disebabkan oleh jumlah elektron valensi yang hanya satu dan ukuran jari-jari atom yang besar, sifat ini juga disebabkan oleh harga energi ionisaisnya yang lebih kecil dibandingkan logam golongan lain. Dari Li sampai Cs harga energi ionisai semakin kecil sehingga logamnya semakin reaktif. Kereaktifan logam alkali dibuktikan dengan kemudahannya bereaksi dengan air, oksigen, unsur-unsur halogen, dan hidrogen.





Post a Comment

Newer Post Older Post