STRUKTUR ATOM DAN SISTEM PERIODIK UNSUR

Struktur atom

Struktur atom merupakan satuan dasar materi yang terdiri dari inti atom beserta awan elektron bermuatan negatif yang mengelilinginya.^[1] Inti atom mengandung campuran proton yang bermuatan positif dan neutron yang bermuatan netral (terkecuali pada Hidrogen-1 yang tidak memiliki neutron). Elektron-elektron pada sebuah atom terikat pada inti atom oleh gaya elektromagnetik. Demikian pula sekumpulan atom dapat berikatan satu sama lainnya membentuk sebuah molekul. Atom yang mengandung jumlah proton dan elektron yang sama bersifat netral, sedangkan yang mengandung jumlah proton dan elektron yang berbeda bersifat positif atau negatif dan merupakan ion. Atom dikelompokkan berdasarkan jumlah proton dan neutron pada inti atom tersebut. Jumlah proton pada atom menentukan unsur kimia atom tersebut, dan jumlah neutron menentukan isotop unsur tersebut.

Istilah atom berasal dari Bahasa Yunani, yang berarti tidak dapat dipotong ataupun sesuatu yang tidak dapat dibagi-bagi lagi. Konsep atom sebagai komponen yang tak dapat dibagi-bagi lagi pertama kali diajukan oleh para filsuf India dan Yunani. Pada abad ke-17 dan ke-18, para kimiawan meletakkan dasar-dasar pemikiran ini dengan menunjukkan bahwa zat-zat tertentu tidak dapat dibagi-bagi lebih jauh lagi menggunakan metode-metode kimia. Selama akhir abad ke-19 dan awal abad ke-20, para fisikawan berhasil menemukan struktur dan komponen-komponen subatom di dalam atom, membuktikan bahwa 'atom' tidaklah tak dapat dibagi-bagi lagi.^[2] Prinsip-prinsip mekanika kuantum yang digunakan para fisikawan kemudian berhasil memodelkan atom. ^[3]

 Relatif terhadap pengamatan sehari-hari, atom merupakan objek yang sangat kecil dengan massa yang sama kecilnya pula. Atom hanya dapat dipantau menggunakan peralatan khusus seperti mikroskop penerowongan payaran. Lebih dari 99,9% massa atom berpusat pada inti atom, dengan proton dan neutron yang bermassa hampir sama. Setiap unsur paling tidak memiliki satu isotop dengan inti yang tidak stabil yang dapat mengalami peluruhan radioaktif. Hal ini dapat mengakibatkan transmutasi yang mengubah jumlah proton dan neutron pada inti. Elektron yang terikat pada atom mengandung sejumlah aras energi, ataupun orbital, yang stabil dan dapat mengalami transisi di antara aras tersebut dengan menyerap ataupun memancarkan foton yang sesuai dengan perbedaan energi antara aras. Elektron pada atom menentukan sifat-sifat kimiawi sebuah unsur dan mempengaruhi sifat-sifat magnetis atom tersebut. ^[4]

Macam-macam Model Atom

[sunting]1. Model Atom John Dalton

Pada tahun 1808, John Dalton adalah seorang guru di Inggris yang melakukan perenungan tentang atom. Hasil perenungan Dalton menyempurnakan teori atom Democritus. Bayangan Dalton dan Democritus adalah bahwa benda itu berbentuk pejal. ^[7]. Dalam perenungannya Dalton mengemukakan postulatnya tentang atom.

a. Setiap unsur terdiri dari partikel yang sangat keci yang dinamakan dengan atom

b. Atom dari unsur yang sama memiliiki sifat yang sama

c. Atom dari unsur berbeda memiliki sifat yang berbeda pula

d. Atom dari suatu unsur tidak dapat diubah menjadi atom unsur lain dengan reaksi kimia, atom tidak dapat dimusnahkan dan atom juga tidak dapat dihancurkan

e. Atom-atom dapat bergabung membentuk gabungan atom yang disebut molekul

f. Dalam senyawa, perbandingan massa masing-masing unsur adalah tetap

Kelebihan model atom Dalton:

Mulai membangkitkan minat terhadap penelitian mengenai model atom.

Kelemahan model atom John Dalton :

Teori atom Dalton tidak dapat menerangkan suatu larutan dapat menghantarkan arus listrik. Bagaimana mungkin bola pejal dapat menghantarkan arus listrik? padahal listrik adalah elektron yang bergerak. Berarti ada partikel lain yang dapat menghantarkan arus listrik. ^[8]

[sunting]2. Model Atom J.J. Thomson

Pada tahun 1897, J.J Thomson mengamati elektron.^[9] Dia menemukan bahwa semua atom berisi elektron yang bermuatan negatif.^[10] Dikarenakan atom bermuatan netral, maka setiap atom harus berisikan partikel bermuatan positif agar dapat menyeimbangkan muatan negatif dari elektron.^[11]

Kelebihan model atom Thomson

Membuktikan adanya partikel lain yang bermuatan negatif dalam atom. Berarti atom bukan merupakan bagian terkecil dari suatu unsur.

Kelemahan model atom Thomson

Model Thomson ini tidak dapat menjelaskan susunan muatan positif dan negatif dalam bola atom tersebut.

[sunting]3. Model Atom Rutherford

Model atom Rutherford

Rutherford melakukan penelitian tentang hamburan sinar α pada lempeng emas. Hasil pengamatan tersebut dikembangkan dalam hipotesis model atom Rutherford.

a. Sebagian besar dari atom merupakan permukaan kosong.

b. Atom memiliki inti atom bermuatan positif yang merupakan pusat massa atom.

c. Elektron bergerak mengelilingi inti dengan kecepatan yanga sangat tinggi.

d. Sebagian besar partikel α lewat tanpa mengalami pembelokkan/hambatan. Sebagian kecil dibelokkan, dan sedikit sekali yang dipantulkan.

Kelemahan Model Atom Rutherford

a. Menurut hukum fisika klasik, elektron yang bergerak mengelilingi inti memancarkan energi dalam bentuk gelombang elektromagnetik. Akibatnya, lama-kelamaan elektron itu akan kehabisan energi dan akhirnya menempel pada inti.

b. Model atom rutherford ini belum mampu menjelaskan dimana letak elektron dan cara rotasinya terhadap ini atom.

c. Elektron memancarkan energi ketika bergerak, sehingga energi atom menjadi tidak stabil.

d. Tidak dapat menjelaskan spektrum garis pada atom hidrogen (H).

[sunting]4. Model Atom Niels Bohr

Model Atom Neils Bohr

Pada tahun 1913, Niels Bohr mengemukakan pendapatnya bahwa elektron bergerak mengelilingi inti atom pada lintasan-lintasan tertentu yang disebut kulit atom. ^[12] Model atom Bohr merupakan penyempurnaan dari model atom Rutherford.

Kelemahan teori atom Rutherford diperbaiki oleh Neils Bohr dengan postulat bohr :

a. Elektron-elektron yang mengelilingi inti mempunyai lintasan dan energi tertentu.

b. Dalam orbital tertentu, energi elektron adalah tetap. Elektron akan menyerap energi jika berpindah ke orbit yang lebih luar dan akan membebaskan energi jika berpindah ke orbit yang lebih dalam

Kelebihan model atom Bohr

atom terdiri dari beberapa kulit untuk tempat berpindahnya elektron.

Kelemahan model atom Bohr

a. tidak dapat menjelaskan efek Zeeman dan efek Strack.

b. Tidak dapat menerangkan kejadian-kejadian dalam ikatan kimia dengan baik, pengaruh medan magnet terhadap atom-atom, dan spektrum atom yang berelektron lebih banyak.

Sistem periodik Unsur

Tabel periodik unsur-unsur kimia adalah tampilan unsur-unsur kimia dalam bentuk tabel. Unsur-unsur tersebut diatur berdasarkan struktur elektronnya sehingga sifat kimia unsur-unsur tersebut berubah-ubah secara teratur sepanjang tabel. Setiap unsur didaftarkan berdasarkan nomor atom dan lambang unsurnya.

Tabel periodik standar memberikan informasi dasar mengenai suatu unsur. Ada juga cara lain untuk menampilkan unsur-unsur kimia dengan memuat keterangan lebih atau dari persepektif yang berbeda.

Penjelasan struktur tabel periodik

Jumlah kulit elektron yang dimiliki sebuah atom menentukan periode atom tersebut. Setiap kulit memiliki beberapa subkulit, yang terisi menurut urutan berikut ini, seiring dengan bertambahnya nomor atom:

1s
2s 2p
3s 3p
4s 3d 4p
5s 4d 5p
6s 4f 5d 6p
7s 5f 6d 7p
8s 5g 6f 7d 8p
...

Berdasarkan hal inilah struktur tabel disusun. Karena elektron terluar menentukan sifat kimia suatu unsur, unsur-unsur yang segolongan umumnya mempunyai sifat kimia yang mirip. Unsur-unsur segolongan yang berdekatan mempunyai sifat fisika yang mirip, meskipun massa mereka jauh berbeda. Unsur-unsur seperiode yang berdekatan mempunyai massa yang hampir sama, tetapi sifat yang berbeda.

Sebagai contoh, dalam periode kedua, yang berdekatan dengan Nitrogen (N) adalah Karbon (C) dan Oksigen (O). Meskipun massa unsur-unsur tersebut hampir sama (massanya hanya selisih beberapa satuan massa atom), mereka mempunyai sifat yang jauh berbeda, sebagaimana bisa dilihat dengan melihat alotrop mereka: oksigen diatomik adalah gas yang dapat terbakar, nitrogen diatomik adalah gas yang tak dapat terbakar, dan karbon adalah zat padat yang dapat terbakar (ya, berlian pun dapat terbakar!).

Sebaliknya, yang berdekatan dengan unsur Klorin (Cl) di tabel periodik, dalam golongan Halogen, adalah Fluorin (F) dan Bromin (Br). Meskipun massa unsur-unsur tersebut jauh berbeda, alotropnya mempunyai sifat yang sangat mirip: Semuanya bersifat sangat korosif (yakni mudah bercampur dengan logam membentuk garam logam halida); klorin dan fluorin adalah gas, sementara bromin adalah cairan bertitik didih yang rendah; sedikitnya, klorin dan bromin sangat berwarna.

[sunting]Klasifikasi

[sunting]Golongan

Kolom dalam tabel periodik disebut golongan. Ada 18 golongan dalam tabel periodik baku. Unsur-unsur yang segolongan mempunyai konfigurasi elektron valensi yang mirip, sehingga mempunyai sifat yang mirip pula. Ada tiga sistem pemberian nomor golongan. Sistem pertama memakai angka Arab dan dua sistem lainnya memakai angka Romawi. Nama dengan angka Romawi adalah nama golongan yang asli tradisional. Nama dengan angka Arab adalah sistem tatanama baru yang disarankan oleh International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC). Sistem penamaan tersebut dikembangkan untuk menggantikan kedua sistem lama yang menggunakan angka Romawi karena kedua sistem tersebut membingungkan, menggunakan satu nama untuk beberapa hal yang berbeda.

Golongan bisa dianggap sebagai cara yang paling penting dari mengklasifikasi unsur. Pada beberapa golongan, unsur-unsurnya ada yang sangat mirip sifatnya dan memiliki kecenderungan sifat yang jelas jika ditelusuri menurun di dalam kolom. Golongan-golongan ini sering diberi nama umum (tak sistematis) sebagai contoh: logam alkali, logam alkali tanah,halogen, khalkogen, dan gas mulia. Beberapa golongan lainnya dalam tabel tidak menampilkan sebanyak persamaan maupun kecenderungan sifat secara vertikal (sebagai contoh Kelompok 14 dan 15), golongan ini tidak memiliki nama umum.

[sunting]Periode

Baris dalam tabel periodik disebut periode. Walaupun golongan adalah cara yang paling umum untuk mengklasifikasi unsur, ada beberapa bagian di tabel unsur yang kecenderungan sifatnya secara horisontal dan kesamaan sifatnya lebih penting dan mencolok daripada kecenderungan vertikal. Fenomena ini terjadi di blok-d (atau "logam transisi"), dan terutama blok-f, dimana lantinida dan aktinida menunjukan sifat berurutan yang sangat mencolok.

[sunting]Periodisitas Sifat Kimia

Nilai utama dari tabel periodik adalah kemampuan untuk memprediksi sifat kimia dari sebuah unsur berdasarkan lokasi di tabel. Perlu dicatat bahwa sifat kimia berubah banyak jika bergerak secara vertikal di sepanjang kolom di dalam tabel dibandingkan secara horizontal sepanjang baris.

[sunting]Kecenderungan Periodisitas dalam Golongan

Kecenderungan periodisas dari energi ionisasi

Teori struktur atom mekanika kuantum modern menjelaskan kecenderungan golongan dengan memproposisikan bahwa unsur dalam golongan yang sama memiliki konfigurasi elektron yang sama dalam kulit terluarnya, yang merupakan faktor terpenting penyebab sifat kimia yang mirip. Unsur-unsur dalam golongan yang sama juga menunjukkan pola jari-jari atom, energi ionisasi, dan elektronegativitas. Dari urutan atas ke bawah dalam golongan, jari-jari atom unsur bertambah besar. Karena lebih banyak susunan energi yang terisi, elektron valensi terletak lebih jauh dari inti. Dari urutan atas, setiap unsur memiliki energi ionisasi yang lebih rendah dari unsur sebelumnya karena lebih mudahnya sebuah elektron terlepas karena elektron terluarnya yang semakin jauh dari inti. Demikian pula, suatu golongan juga menampilkan penurunan elektronegativitas dari urutan atas ke bawah karena peningkatan jarak antara elektron valensi dan inti.

[sunting]Kecenderungan Periodisasi Periode

Unsur-unsur dalam periode yang sama memiliki kecenderungan dalam jari-jari atom, energi ionisasi, afinitas elektron dan elektronegativitas. Dari kiri ke kanan, jari-jari atom biasanya menurun. Hal ini terjadi karena setiap unsur mendapat tambahan proton dan elektron yang menyebabkan elektron tertarik lebih dekat ke inti. Penurunan jari-jari atom ini juga menyebabkan meningkatnya energi ionisasi jika bergerak dari urutan kiri ke kanan. Semakin rapat terikatnya suatu unsur, semakin banyak energi yang diperlukan untuk melepaskan sebuah elektron. Demikian juga elektronegativitas, yang meningkat bersamaan dengan energi ionisasi karena tarikan oleh inti pada elektron. Afinitas elektron juga mempunyai kecenderungan, walau tidak semenyolok pada sebuah periode. Logam (bagian kiri dari perioda) pada umumnya memiliki afinitas elektron yang lebih rendah dibandingkan dengan unsur nonmetal (periode sebelah kanan), dengan pengecualian gas mulia.

[sunting]Sejarah

Artikel utama: Sejarah tabel periodik

Tabel periodik pada mulanya diciptakan tanpa mengetahui struktur dalam atom: jika unsur-unsur diurutkan berdasarkan massa atom lalu dibuat grafik yang menggambarkan hubungan antara beberapa sifat tertentu dan massa atom unsur-unsur tersebut, akan terlihat suatu perulangan atau periodisitas sifat-sifat tadi sebagai fungsi dari massa atom. Orang pertama yang mengenali keteraturan tersebut adalah ahli kimia Jerman, yaitu Johann Wolfgang Döbereiner, yang pada tahun 1829 memperhatikan adanya beberapa triade unsur-unsur yang hampir sama.

Beberapa triade
Unsur	Massa atom	Kepadatan
Klorin	35,5	0,00156 g/cm3
Bromin	79,9	0,00312 g/cm3
Iodin	126,9	0,00495 g/cm3
Kalsium	40,1	1,55 g/cm3
Stronsium	87,6	2,6 g/cm3
Barium	137	3,5 g/cm3

Temuan ini kemudian diikuti oleh ahli kimia Inggris, yaitu John Alexander Reina Newlands, yang pada tahun 1865 memperhatikan bahwa unsur-unsur yang bersifat mirip ini berulang dalam interval delapan, yang ia persamakan dengan oktaf musik, meskipun hukum oktaf-nya diejek oleh rekan sejawatnya. Akhirnya, pada tahun 1869, ahli kimia Jerman Lothar Meyerdan ahli kimia Rusia Dmitry Ivanovich Mendeleyev hampir secara bersamaan mengembangkan tabel periodik pertama, mengurutkan unsur-unsur berdasarkan massanya. Akan tetapi, Mendeleyev meletakkan beberapa unsur menyimpang dari aturan urutan massa agar unsur-unsur tersebut cocok dengan sifat-sifat tetangganya dalam tabel, membetulkan kesalahan beberapa nilai massa atom, dan meramalkan keberadaan dan sifat-sifat beberapa unsur baru dalam sel-sel kosong di tabelnya. Keputusan Mendeleyev itu belakangan terbukti benar dengan ditemukannya struktur elektronik unsur-unsur pada akhir abad ke-19 dan awal abad ke-20.

BENTUK MOLEKUL DAN GAYA ANTARMOLEKUL

Dalam kimia, hibridisasi adalah sebuah konsep bersatunya orbital-orbital atom membentuk orbital hibrid yang baru yang sesuai dengan penjelasan kualitatif sifat ikatan atom. Konsep orbital-orbital yang terhibridisasi sangatlah berguna dalam menjelaskan bentuk orbital molekul dari sebuah molekul. Konsep ini adalah bagian tak terpisahkan dari teori ikatan valensi. Walaupun kadang-kadang diajarkan bersamaan dengan teori VSEPR, teori ikatan valensi dan hibridisasi sebenarnya tidak ada hubungannya sama sekali dengan teori VSEPR.^[1]

Hibrid sp³

Hibridisasi menjelaskan atom-atom yang berikatan dari sudut pandang sebuah atom. Untuk sebuah karbon yang berkoordinasi secara tetrahedal (seperti metana, CH₄), maka karbon haruslah memiliki orbital-orbital yang memiliki simetri yang tepat dengan 4 atom hidrogen. Konfigurasi keadaan dasar karbon adalah 1s² 2s² 2p_x¹ 2p_y¹ atau lebih mudah dilihat:

(Perhatikan bahwa orbital 1s memiliki energi lebih rendah dari orbital 2s, dan orbital 2s berenergi sedikit lebih rendah dari orbital-orbital 2p)

Teori ikatan valensi memprediksikan, berdasarkan pada keberadaan dua orbital p yang terisi setengah, bahwa C akan membentuk dua ikatan kovalen, yaitu CH₂. Namun, metilenaadalah molekul yang sangat reaktif (lihat pula: karbena), sehingga teori ikatan valensi saja tidak cukup untuk menjelaskan keberadaan CH₄.

Lebih lanjut lagi, orbital-orbital keadaan dasar tidak bisa digunakan untuk berikatan dalam CH₄. Walaupun eksitasi elektron 2s ke orbital 2p secara teori mengijinkan empat ikatan dan sesuai dengan teori ikatan valensi (adalah benar untuk O₂), hal ini berarti akan ada beberapa ikatan CH₄ yang memiliki energi ikat yang berbeda oleh karena perbedaan aras tumpang tindih orbital. Gagasan ini telah dibuktikan salah secara eksperimen, setiap hidrogen pada CH₄ dapat dilepaskan dari karbon dengan energi yang sama.

Untuk menjelaskan keberadaan molekul CH₄ ini, maka teori hibridisasi digunakan. Langkah awal hibridisasi adalah eksitasi dari satu (atau lebih) elektron:

Proton yang membentuk inti atom hidrogen akan menarik salah satu elektron valensi karbon. Hal ini menyebabkan eksitasi, memindahkan elektron 2s ke orbital 2p. Hal ini meningkatkan pengaruh inti atom terhadap elektron-elektron valensi dengan meningkatkan potensial inti efektif.

Kombinasi gaya-gaya ini membentuk fungsi-fungsi matematika yang baru yang dikenal sebagai orbital hibrid. Dalam kasus atom karbon yang berikatan dengan empat hidrogen, orbital 2s (orbital inti hampir tidak pernah terlibat dalam ikatan) "bergabung" dengan tiga orbital 2p membentuk hibrid sp³ (dibaca s-p-tiga) menjadi

Pada CH₄, empat orbital hibrid sp³ bertumpang tindih dengan orbital 1s hidrogen, menghasilkan empat ikatan sigma. Empat ikatan ini memiliki panjang dan kuat ikat yang sama, sehingga sesuai dengan pengamatan.

 sama dengan 

Sebuah pandangan alternatifnya adalah dengan memandang karbon sebagai anion C⁴⁻. Dalam kasus ini, semua orbital karbon terisi:

Jika kita menrekombinasi orbital-orbital ini dengan orbital-s 4 hidrogen (4 proton, H⁺) dan mengijinkan pemisahan maksimum antara 4 hidrogen (yakni tetrahedal), maka kita bisa melihat bahwa pada setiap orientasi orbital-orbital p, sebuah hidrogen tunggal akan bertumpang tindih sebesar 25% dengan orbital-s C dan 75% dengan tiga orbital-p C. HaL ini sama dengan persentase relatif antara s dan p dari orbital hibrid sp³ (25% s dan 75% p).

Menurut teori hibridisasi orbital, elektron-elektron valensi metana seharusnya memiliki tingkat energi yang sama, namun spektrum fotoelekronnya ^[3] menunjukkan bahwa terdapat dua pita, satu pada 12,7 eV (satu pasangan elektron) dan saty pada 23 eV (tiga pasangan elektron). Ketidakkonsistenan ini dapat dijelaskan apabila kita menganggap adanya penggabungan orbital tambahan yang terjadi ketika orbital-orbital sp³ bergabung dengan 4 orbital hidrogen.

[sunting]Hibrid sp²

Senyawa karbon ataupun molekul lainnya dapat dijelaskan seperti yang dijelaskan pada metana. Misalnya etilena (C₂H₄) yang memiliki ikatan rangkap dua di antara karbon-karbonnya. Struktur Kekule metilena akan tampak seperti:

Ethene Lewis Structure. Each C bonded to two hydrogens and one double bond between them.

Karbon akan melakukan hibridisasi sp² karena orbtial-orbital hibrid hanya akan membentuk ikatan sigma dan satu ikatan pi seperti yang disyaratkan untuk ikatan rangkap dua di antara karbon-karbon. Ikatan hidrogen-karbon memiliki panjang dan kuat ikat yang sama. Hal ini sesuai dengan data percobaan.

Dalam hibridisasi sp², orbital 2s hanya bergabung dengan dua orbital 2p:

membentuk 3 orbital sp² dengan satu orbital p tersisa. Dalam etilena, dua atom karbon membentuk sebuah ikatan sigma dengan bertumpang tindih dengan dua orbital sp² karbon lainnya dan setiap karbon membentuk dua ikatan kovalen dengan hidrogen dengan tumpang tindih s-sp² yang bersudut 120°. Ikatan pi antara atom karbon tegak lurus dengan bidang molekul dan dibentuk oleh tumpang tindih 2p-2p (namun, ikatan pi boleh terjadi maupun tidak).

Jumlah huruf p tidaklah seperlunya terbatas pada bilangan bulat, yakni hibridisasi seperti sp^2.5 juga dapat terjadi. Dalam kasus ini, geometri orbital terdistorsi dari yang seharusnya. Sebagai contoh, seperti yang dinyatakan dalam kaidah Bent, sebuah ikatan cenderung untuk memiliki huruf-p yang lebih banyak ketika ditujukan ke substituen yang lebih elektronegatif.

[sunting]Hibrid sp

Ikatan kimia dalam senyawa seperti alkuna dengan ikatan rangkap tiga dijelaskan dengan hibridisasi sp.

Dalam model ini, orbital 2s hanya bergabung dengan satu orbital-p, menghasilkan dua orbital sp dan menyisakan dua orbital p. Ikatan kimia dalam asetilena (etuna) terdiri dari tumpang tindih sp-sp antara dua atom karbon membentuk ikatan sigma, dan dua ikatan pi tambahan yang dibentuk oleh tumpang tindih p-p. Setiap karbon juga berikatan dengan hidrogen dengan tumpang tindih s-sp bersudut 180°.

[sunting]Hibridisasi dan bentuk molekul

Hibridisasi, bersama dengan teori VSEPR, membantuk kita dalam menjelaskan bentuk molekul:

• AX₁ (contoh: LiH): tidak ada hibridisasi; berbentuk linear
• AX₂ (contoh: BeCl₂): hibridisasi sp; berbentuk Linear atau diagonal; sudut ikat cos⁻¹(−1) = 180°
  • AX₂E (contoh: GeF₂): berbentuk V, < 120°
• AX₃ (contoh: BCl₃): hibridisasi sp²; berbentuk datar trigonal; sudut ikat cos⁻¹(−1/2) = 120°
  • AX₃E (contoh: NH₃): piramida trigonal, 107°
• AX₄ (contoh: CCl₄): hibridisasi sp³; berbentuk tetrahedral; sudut ikat cos⁻¹(−1/3) ≈ 109.5°
• AX₅ (contoh: PCl₅): hibridisasi sp³d; berbentuk Bipiramida trigonal
• AX₆ (contoh: SF₆): hibridisasi sp³d²; berbentuk oktahedral (atau bipiramida persegi)

Hal ini berlaku apabila tidak terdapat pasangan elektron menyendiri (lone pair electron) pada atom pusat. Jika terdapat pasangan elektron menyendiri, maka elektron tersebut harus dihitung pada bagian X_i, namun sudut ikat akan menjadi lebih kecil karena gaya tolak menolak. Sebagai contoh, air (H₂O) memiliki atom oksigen yang berikatan dengan dua H dan dua pasangan elektron menyendiri, hal ini berarti terdapat 4 'elemen' pada O. Sehingga termasuk dalam kategori AX₄ dan terdapat hibridisasi sp³.

Secara umum, untuk sebuah atom dengan orbital s dan p yang membentuk hibrid h_i dengan sudut θ, maka berlaku: 1 + λ_iλ_j cos(θ) = 0. Rasio p/s untuk hibrid i adalah λ_i², dan untuk hibrid j λ_j². Dalam kasus khusus hibrdid dengan atom yang sama, dengan sudut θ, persamaan tersebut akan tereduksi menjadi 1 + λ² cos(θ) = 0. Sebagai contoh, BH₃ memiliki geometri datar trigonal, sudut ikat 120^o, dan tiga hibrid yang setara. Maka 1 + λ² cos(θ) = 0 menjadi 1 + λ² cos(120^o) = 0, berlaku juga λ² = 2 untuk rasio p/s. Dengan kata lain terdapat hibrid sp² seperti yang diperkirakan dari daftar di atas.

[sunting]Teori hibridisasi vs. Teori orbital molekul

Teori hibridisasi adalah bagian yang tak terpisahkan dari kimia organik dan secara umum didiskusikan bersama dengan teori orbital molekul dalam buku pelajaran kimia organik tingkat lanjut. Walaupun teori ini masih digunakan secara luas dalam kimia organik, teori hibridisasi secara luas telah ditinggalkan pada kebanyakan cabang kimia lainnya. Masalah dengan teori hibridisasi ini adalah kegagalan teori ini dalam memprediksikan spektra fotoelektron dari kebanyakan molekul, meliputi senyawa yang paling dasar seperti air dan metana. Dari sudut pandang pedagogi, pendekatan hibridisasi ini cenderung terlalu menekankan lokalisasi elektron-elektron ikatan dan tidak secara efektif mencakup simetri molekul seperti yang ada pada teori orbital molekul.

TERMOKIMIA

Termokimia ialah cabang kimia yang berhubungan dengan hubungan timbal balik panas dengan reaksi kimia atau dengan perubahan keadaan fisika. Secara umum, termokimia ialah penerapan termodinamika untuk kimia. Termokimia ialah sinonim dari termodinamika kimia.

Selayang pandang

Tujuan utama termodinamika kimia ialah pembentukan kriteria untuk ketentuan penentuan kemungkinan terjadi atau spontanitas dari transformasi yang diperlukan.^[1] Dengan cara ini, termokimia digunakan memperkirakan perubahan energi yang terjadi dalam proses-proses berikut:

1. reaksi kimia
2. perubahan fase
3. pembentukan larutan

Termokimia is terutama berkaitan dengan fungsi keadaan berikut ini yang ditegaskan dalam termodinamika:

• Energi dalam (U)
• Entalpi (H).
• Entropi (S)
• Energi bebas Gibbs (G)

REAKSI EKSOTERM

 entalpi sistem pada reaksi eksoterm berkurang. oleh karena itu entalpi produk lebih kecil daripada entalpi reaktan sehingga delta H > 0.

REAKSI ENDOTERM

 entalpi sistem pada reaksi endoterm bertambah . oleh karena itu entalpi produk lebih lecil daripada entalpi reaktan sehingga delta H < 0.

PERUBAHAN ENTALPI

Perubahan entalpi pembakaran standar adalah perubahan entalpi total pada suatu sistem reaksi (dimana rekatan dan produk reaksi dinyatakan sebagai sistem termodinamik) yang terjadi ketika satu molekul bereaksi sempurna dengan oksigen yang terjadi pada 298K dan tekanan atmosfer 1 atm. Umumnya, nilai entalpi pembakaran dinyatakan dalam joule atau kilojoule per satu mol reaktan yang berekasi sempurna dengan oksigen.

Hampir semua reaksi pembakaran akan menghasilkan nilai perubahan entalpi negatif (ΔH_comb < 0).

Perubahan entalpi pembakaran standar dinyatakan dalam  or 

HUKUM HESS

Hukum Hess adalah sebuah hukum dalam kimia fisik untuk ekspansi Hess dalam siklus Hess. Hukum ini digunakan untuk memprediksi perubahan entalpi dari hukum kekekalan energi (dinyatakan sebagai fungsi keadaan ΔH).

Menurut hukum Hess, karena entalpi adalah fungsi keadaan, perubahan entalpi dari suatu reaksi kimia adalah sama, walaupun langkah-langkah yang digunakan untuk memperolehproduk berbeda. Dengan kata lain, hanya keadaan awal dan akhir yang berpengaruh terhadap perubahan entalpi, bukan langkah-langkah yang dilakukan untuk mencapainya.

Hal ini menyebabkan perubahan entalpi suatu reaksi dapat dihitung sekalipun tidak dapat diukur secara langsung. Caranya adalah dengan melakukan operasi aritmatika pada beberapapersamaan reaksi yang perubahan entalpinya diketahui. Persamaan-persamaan reaksi tersebut diatur sedemikian rupa sehingga penjumlahan semua persamaan akan menghasilkan reaksi yang kita inginkan. Jika suatu persamaan reaksi dikalikan (atau dibagi) dengan suatu angka, perubahan entalpinya juga harus dikali (dibagi). Jika persamaan itu dibalik, maka tanda perubahan entalpi harus dibalik pula (yaitu menjadi -ΔH).

Selain itu, dengan menggunakan hukum Hess, nilai ΔH juga dapat diketahui dengan pengurangan entalpi pembentukan produk-produk dikurangi entalpi pembentukan reaktan. Secara matematis

.

Untuk reaksi-reaksi lainnya secara umum

.

[sunting]Kegunaan

Hukum Hess menyatakan bahwa perubahan entalpi keseluruhan dari suatu proses hanya tergantung pada keadaan awal dan akhir reaksi, dan tidak tergantung kepada rute atau langkah-langkah diantaranya. Dengan mengetahui ΔH_f (perubahan entalpi pembentukan) dari reaktan dan produknya, dapat diramalkan perubahan entalpi reaksi apapun, dengan rumus

ΔH=ΔH_fP-ΔH _fR

Perubahan entalpi suatu reaksi juga dapat diramalkan dari perubahan entalpi pembakaran reaktan dan produk, dengan rumus

ΔH=-ΔH_cP+ΔH_cR

[sunting]Contoh umum

Contoh tabel yang digunakan untuk menerapkan hukum Hess

Zat	ΔHfɵ /KJ.mol-1
CH4 (g)	-75
O2 (g)	0
CO2 (g)	-394
H2O (l)	-286

Dengan menggunakan data entalpi pembentukan diatas dapat diketahui perubahan entalpi untuk reaksi-reaksi dibawah ini:

CH_4(g)+2O_2(g) → CO_2(g) + 2H₂O_(l)

ΔH_c^ɵ+-75+0=-394+2x-286

ΔH_c^ɵ-75=-966

ΔH_c^ɵ=-891KJ.mol^-1

[sunting]Contoh lainnya

Jika diketahui:

• B₂O₃(s) + 3H₂O(g) → 3O₂(g) + B₂H₆(g) ΔH = +2035 kJ
• H₂O(l) → H₂O(g) ΔH = +44 kJ
• H₂(g) + (1/2)O₂(g) → H₂O(l) ΔH = -286 kJ
• 2B(s) + 3H*2B(s) + (3/2)O₂(g) → B₂O₃(s)

Persamaan-persamaan reaksi diatas (berikut perubahan entalpinya) dikalikan dan/atau dibalik sedemikian rupa:

• B₂H₆(g) + 3O₂(g) → B₂O₃(s) + 3H₂O(g) ΔH = -2035 kJ
• 3H₂O(g) → 3H₂O(l) ΔH = -132 kJ
• 3H₂O(l) → 3H₂(g) + (3/2)O₂(g) ΔH = +858 kJ
• 2B(s) + 3H₂(g) → B₂H₆(g) ΔH = +36 kJ

Sehingga penjumlahan persamaan-persamaan diatas akan menghasilkan

• 2B(s) + (3/2)O₂(g) → B₂O₃(s) ΔH = -1273 kJ

Konsep dari hukum Hess juga dapat diperluas untuk menghitung perubahan fungsi keadaan lainnya, seperti entropi dan energi bebas. Kedua aplikasi ini amat berguna karena besaran-besaran tersebut sulit atau tidak bisa diukur secara langsung, sehingga perhitungan dengan hukum Hess digunakan sebagai salah satu cara menentukannya.

Untuk perubahan entropi:

• ΔS^o = Σ(ΔS_f^o_produk) - Σ(ΔS_f^o_reaktan)
• ΔS = Σ(ΔS^o_produk) - Σ(ΔS^o_reaktan).

Untuk perubahan energi bebas:

• ΔG^o = Σ(ΔG_f^o_produk) - Σ(ΔG_f^o_reaktan)
• ΔG = Σ(ΔG^o_produk) - Σ(ΔG^o_reaktan).