MAKALAH KIMIA SISTEM PERIODIK 1.docx

MAKALAH

‘’ Struktur Atom dan sistim periodik ‘’

O

L

E

H

SUKMANIAR ODE

16507026 / 1B

JURUSAN PENDIDIKAN BIOLOGI

FAKULTAS MATEMATIKA DAN ILMU PENGETAHUAN ALAM UNIVERSITAS NEGERI MANADO

KATA PENGANTAR

Puji dan Syukur kami panjatkan ke Hadirat Tuhan Yang Maha Esa,karena berkat limpahan Rahmat dan Karunia-Nya sehingga kami dapat menyusun makalah ini dengan baik dan benar.serta tepat pada waktunya.dalam Makalah ini kami akan membahas tentang ‘’ STRUKTUR ATOM DAN SISTIM PERIODIK ‘’

Makalah ini telah dibuat dengan berbagai observasi dan beberapa bantuan dari berbagai pihak untuk membantu menyelesaikan tantangan dan hambatan selama mengerjakan makalah ini.Oleh karena itu,kami mengucapkan Terima kasih yang sebesar- besarnya kepada semua pihak yang telah membantuh dalam penyusunan makalah ini.

Kami menyadari bahwa masih banyak kekurangan yang mendasar dalam makalah ini.oleh karena itu kami mengundang pembaca untuk memberikan saran dan kritik yang dapat membantu kami.kritik konstruktif dari pembaca sangat kami harapkan untuk penyempurnaan makalah selanjutnya.Akhir kata semoga Makalah ini dapat memberikan manfaat bagi kita semua.

KATA PENGANTAR ………. ii DAFTAR ISI ……….iii BAB I PENDAHULUAN ………4

A. LATAR BELAKANG B. RUMUSAN MASALAH C. TUJUAN

BAB II PEMBAHASAN

A. STRUKTUR ATOM ……….5 B. SISTEM PERIODIK UNSUR ………..13 BAB III PENUTUP ……….16

A. KESIMPULAN B. DAFTAR PUSTAKA

PENDAHULUAN A. LATAR BELAKANG

MAKALAH STRUKTUR ATOM DAN SISTEM PERIODIK.Sejalan dengan perkembangan ilmu pengetahuan dan tekhnologi, manusia tidak terlepas dari berbagai bentuk masalah dalam kehidupan ,olehnya para ilmuan selalu mengkaji persoalan yang terjadi baik dalam lingkungan maupun alam secara keseluruhan. Dengan hal tersebut sejarah perkembangan yang diangkat lewat latar belakang ini adalah sejarah perkembangan system periodik unsur mulai dari pengelompokkan unsur – unsur yang sederhana hingga pengelompokkan yang secara modern. Sistem priodik merupakan suatu cara untuk mengelompokkan unsur-unsur berdasarkan sifatnya. Pengelompokkan unsur mengalami sejarah perkembangan, sifat logam, non logam, hukum-hukum, golongan, peride, dan sifat-sifat unsur dalam system periodik modern.

B. RUMUSAN MASALAH

Berdasarkan pembahasan tersebut di atas maka penyususn dapat merumuskan beberapa hal yang menjadi masalah sebagai berikut :

1. menjelaskan pengertian stuktur atom

2. Menjelaskan sistem periodik unsur

3. pengelompokan unsur-unsur berdasarkan hukum-hukum

C. TUJUAN

Tujuan penyusunan makalah ini adalah :

1. Untuk memperoleh gambaran tentang pandangan konsep kimia yang khususnya

menyangkut sistem periodik Unsur.

2. Untuk memperkaya khasanah ilmu pengetahuan khususnya ilmu kimia terutama

yang berkaitan dengan system periodik Unsur.

BAB II PEMBAHASAN

A. STRUKTUR ATOM

Teori Kuantum Max Planck

ax Planck, ahli fisika dari Jerman, pada tahun 1900 mengemukakan teori kuantum. Planck menyimpulkan bahwa atom-atom dan molekul dapat memancarkan atau menyerap energi hanya dalam jumlah tertentu. Jumlah atau paket energi terkecil yang dapat dipancarkan atau diserap oleh atom atau molekul dalam bentuk radiasi elektromagnetik disebut kuantum. Planck menemukan bahwa energi foton (kuantum) berbanding lurus dengan frekuensi cahaya.

Dengan usunan alat yang dapat menunjukkan efek fotolistrik ada pada gambar 1.1. Elektrode negatif (katode) yang ditempatkan dalam tabung vakum terbuat dari suatu logam murni, misalnya sesium. Cahaya dengan energi yang cukup dapat menyebabkan elektron terlempar dari permukaan logam.

Einstein menerangkan bahwa cahaya terdiri dari partikel-partikel foton yang energinya sebanding dengan frekuensi cahaya. Jika frekuensinya rendah, setiap foton mempunyai jumlah energi yang sangat sedikit dan tidak mampu memukul elektron agar dapat keluar dari permukaan logam. Jika frekuensi (dan energi) bertambah, maka foton memperoleh energi yang cukup untuk melepaskan elektron (James E. Brady, 1990). Hal ini menyebabkan kuat arus juga akan meningkat. Energi foton bergantung pada frekuensinya dengan:

h = tetapan Planck (6,626 × 10–34 _{J dt)}

c = kecepatan cahaya dalam vakum (3 × 108 m det–1₎

λ = panjang gelombang (m)

Teori Atom Bohr

teori Rutherford selanjutnya diperbaiki oleh Niels Bohr, Pendekatan yang dilakukan Bohr adalah sifat dualisme yang dapat bersifat sebagai partikel dan dapat bersifat sebagai gelombang.

Hasil ini telah mengantarkan Bohr untuk mengembangkan model atom yang dinyatakan bahwa :

1. Atom tersusun atas inti bermuatan positif dan dikelilingi oleh elektron yang

bermuatan negatif.

2. Elektron mengelilingi inti atom pada orbit tertentu dan stasioner (tetap), dengan

tingkat energi tertentu.

3. Eelektron pada orbit tertentu dapat berpindah lebih tinggi dengan menyerap

energi. Sebaliknya, elektron dapat berpindah dari orbit yang lebih tinggi ke yang rendah dengan melepaskan energi.

4. Pada keadaan normal (tanpa pengaruh luar), elektron menempati tingkat energi

terendah (disebut tingkat dasar = ground state).

Teori atom yang diajukan oleh Bohr, hanya dapat menjelaskan hubungan antara energi dengan elektron untuk atom hidrogen, namun belum memuaskan untuk atom yang lebih besar.

Hipotesis Louis de Broglie

Pada tahun 1924, Louis de Broglie, menjelaskan bahwa cahaya dapat berada dalam suasana tertentu yang terdiri dari partikel-partikel, kemungkinan berbentuk partikel pada suatu waktu, yang memperlihatkan sifat-sifat seperti gelombang (James E Brady, 1990). Argumen de Broglie menghasilkan hal sebagai berikut.

Einstein : E = mc2

Max Planck :sehingga untuk menghitung panjang gelombang satu partikel diperoleh:

ë = panjang gelombang (m)

m = massa partikel (kg) _ = kecepatan partikel (m/s)

h = tetapan Planck (6,626 × 10–34 _{Joule s)}

Hipotesis de Broglie terbukti benar dengan ditemukannya sifat gelombang dari elektron. Elektron mempunyai sifat difraksi seperti halnya sinar–X. Sebagai akibat dari dualisme sifat elektron sebagai materi dan sebagai gelombang, maka lintasan elektron yang dikemukakan Bohr tidak dapat dibenarkan. Gelombang tidak bergerak menurut suatu garis, melainkan menyebar pada suatu daerah tertentu.

Teori Mekanika Kuantum

Model atom Niels Bohr dapat menjelaskan inti atom yang bermuatan positif yang dikelilingi oleh elektron yang bermuatan negatif di dalam suatu lintasan.

Elektron dapat berpindah dari satu lintasan ke yang lain dengan menyerap atau memancarkan energi sehingga energi elektron atom itu tidak berkurang.

Mekanika kuantum ini dapat menerangkan kelamahan teori atom Bohr tentang garis-garis terpisah yang sedikit berbeda panjang gelombangnya dan memperbaiki model atom Bohr dalam hal bentuk lintasan elektron dari yang berupa lingkaran dengan jari-jari tertentu menjadi orbital dengan bentuk ruang tiga dimensi yang tertentu.

BILANGAN KUANTUM

Ada empat bilangan kuantum yang akan kita kenal, yaitu bilangan kuantum utama (n), bilangan kuantum Azimut (I), bilangan kuantum magnetic (m) dan bilangan kuantum spin (s).

A.Pengertian Bilangan Kuantum

1.Bilangan Kuantum Utama (n)

Lambang dari bilangan kuantum utama adalah “n” (en kecil). Bilangan kuantum utama menyatakan kulit tempat ditemukannya elektron yang dinyatakan dalam bilangan bulat positif. Nilai bilangan itu di mulai dari 1, 2, 3 dampai ke-n. Masih ingatkah Anda dengan jenis-jenis kulit atom berdasarkan konfigurasi elektron yang telah dibahas di kelas X (Modul Kim. X.03). Jenis-jenis kulit atom berdasarkan konfigurasi elektron tersebut adalah K, L, M dan N.

2. Bilangan Kuantum Azimut (l)

Bilangan kuantum azimut menyatakan sub kulit tempat elektron berada dan bentuk orbital, serta menentukan besarnya momentum sudut elektron terhadap inti.

Banyaknya subkulit tempat elektron berada tergantung pada nilai bilangan kuantum utama (n). Nilai bilangan kuantum azimut dari 0 sampai dengan (n – 1). Bila n = 1, maka hanya ada satu.

3. Bilangan Kuantum Magnetik (m)

Bilangan kuantum magnetik menyatakan orbital tempat ditemukannya elektron pada subkulit tertentu dan arah momentum sudut elektron terhadap inti.

Sehingga nilai bilangan kuantum magnetik berhubungan dengan bilangan kuantum azimut. Nilai bilangan kuantum magnetik antara – l sampai + l.

Lambang bilangan kuantum spin adalah s yang menyatakan arah rotasi elektron pada porosnya. Ada dua kemungkinan arah rotasi yaitu searah jarum jam atau berlawanan arah jarum jam. Hal ini seperti berputarnya gasing atau mata uang logam

Begitulah elektron yang berotasi, bila searah jarum jam maka memiliki nilai s=+½ dan dalam orbital dituliskan dengan tanda panah ke atas. Sebaliknya untuk elektron yang berotasi berlawanan arah jarum jam maka memiliki nilai s = -½ dan dalam orbital dituliskan dengan tanda panah ke bawah.

Dari uraian arah rotasi maka kiata dapat mengetahui bahwa dalam satu orbital atau kotak maksimum memiliki 2 elektron.

Bentuk dan Orientasi Orbital

Energi dan bentuk orbital diturunkan dari persamaan gelombang ( = psi),ϕ sedangkan besaran pangkat dua ( 2) dari persamaan gelombang menyatakanϕ rapatan muatan atau peluang menemukan elektron pada suatu titik dan jarak tertentu dari inti. Bentuk orbital tergantung pada bilangan kuantum azimuth (l), artinya orbital dengan bilangan kuantum azimuth yang sama akan mempunyai bentuk yang sama. Orbital 1s, 2s, dan 3s akan mempunyai bentuk yang sama, tetapi ukuran atau tingkat energinya berbeda.

1. Orbital s

Orbital yang paling sederhana untuk dipaparkan adalah orbital 1s. Gambar berikut menunjukkan tiga cara pemaparan orbital 1s. Gambar menunjukkan bahwa rapatan muatan maksimum adalah pada titik-titik di sekitar (dekat) inti. Rapatan berkurang secara eksponen dengan bertambahnya jarak dari inti. Pola bercak-bercak. Secara teori peluang, untuk menemui elektron tidak pernah mencapai nol. Oleh karena itu tidak mungkin menggambarkan suatu orbital secara lengkap. Biasanya gambar orbital dibatasi, sehingga mencakup bagian terbesar (katakanlah 90%) peluang menemukan elektron. Gambar (c) adalah orbital 1s dengan kontur 90%. Dalam teori atom modern, jari-jari atom

didefinisikan sebagai jarak dari inti hingga daerah dengan peluang terbesar menemukan elektron pada orbital terluar. Bentuk dan orientasi orbital 2s diberikan pada gambar. Sama dengan orbital 1s, rapatan muatan terbesar adalah pada titik-titik sekitar inti. Rapatan menurun sampai mencapai nol pada jarak tertentu dari inti. Daerah tanpa peluang menemukan elektron ini disebut simpul. Selanjutnya, rapatan muatan elektron meningkat kembali sampai mencapai maksimum, kemudian secara bertahap menurun mendekati nol pada jarak yang lebih jauh. Peluang terbesar menemukan elektron pada orbital 2s adalah pada awan lapisan kedua. Sedangkan untuk orbital 3s juga

mempunyai pola yang mirip dengan orbital 2s, tetapi dengan 2 simpul. Kontur 90% dari orbital 3s ditunjukkan pada gambar (b), di mana peluang untuk menemukan elektron pada orbital 3s adalah pada awan lapisan ketiga.

Orbital 1s, 2s, 3s Sumber: Chemistry, The Molecular Nature of Matter and Change, Martin S. Silberberg. 2000.

2. Orbital p

Rapatan muatan elektron orbital 2p adalah nol pada inti, meningkat hingga mencapai maksimum di kedua sisi, kemudian menurun mendekati nol seiring dengan bertambahnya jarak dari inti. Setiap subkulit p ( = 1) terdiri dari tiga orbital yang setara sesuai dengan tiga harga m untuk = 1, yaitu -1, 0, dan +1. Masing-masing diberi nama px, py, dan pz sesuai dengan orientasinya dalam ruang. Kontur yang disederhanakan dari ketiga orbital 2p diberikan pada gambar (c). Distribusi rapatan muatan elektron pada orbital 3p ditunjukkan pada gambar (b). Sedangkan kontur orbital 3p dapat juga digambarkan seperti gambar (a) (seperti balon terpilin), tetapi ukurannya relatif lebih besar.

Orbital px, py, pz Sumber: Sumber: Chemistry, The Molecular Nature of Matter and Change, Martin S. Silberberg. 2000

3. Orbital d dan f

Orbital dengan bilangan azimuth l = 2, yaitu orbital d, mulai terdapat pada kulit ketiga (n = 3). Setiap subkulit d terdiri atas lima orbital sesuai dengan lima harga m untuk l = 2, yaitu m = –2, –1, 0, +1, dan +2. Kelima orbital d itu diberi nama sesuai dengan orientasinya, sebagai x2–x2 d , dxy, dxz, dyz, dan z d 2 . Kontur dari kelima orbital 3d diberikan pada gambar berikut. Walaupun orbital z d 2 mempunyai bentuk yang berbeda dari empat orbital d lainnya, tetapi energi dari kelima orbital itu setara.

Orbital f lebih rumit dan lebih sukar untuk dipaparkan, tetapi hal itu tidaklah merupakan masalah penting. Setiap subkulit f terdiri atas 7 orbital, sesuai dengan 7 harga m untuk l = 3.

Seluruh orbital d

Salah satu dari tujuh orbital 4 f, yaitu orbital f xyz

Konfigurasi elektron dari atom

Hubungan antara orbital dengan tabel periodik

1) Periode Pertama

Hidrogen hanya memiliki satu elektron pada orbital 1s, kita dapat menuliskannya dengan 1s1 _{dan helium memiliki dua elektron pada orbital 1s}

sehingga dapat dituliskan dengan 1s2

2. Periode kedua

Sekarang kita masuk ke level kedua, yaitu periode kedua. Elektron litium memenuhi orbital 2s karena orbital ini memiliki energi yang lebih rendah daripada orbital 2p. Litium memiliki konfigurasi elektron 1s2_2s1_{. Berilium}

memiliki elektron kedua pada level yang sama – 1s2_2s2_.

Sekarang kita mulai mengisi level 2p. Pada level ini seluruhnya memiliki energi yang sama, sehingga elektron akan menempati tiap orbital satu persatu.

B 1s2_2s2_2px1

C 1s2_2s2_2p

x12py 1

N 1s2_2s2_2p

x12py 12pz1

Elektron selanjutnya akan membentuk sebuah pasangan dengan elektron tunggal yang sebelumnya menempati orbital.

O 1s2_2s2_2px2_2p

y12pz1

F 1s2_2s2_2p

x22py 22pz1

Ne 1s2_2s2_2p

x22py 22pz2

Cara singkat pertama : Seluruh variasi orbital p dapat dituliskan secara bertumpuk. Sebagai contoh, flor dapat ditulis sebagai 1s2_2s2_2p5_{, dan neon}

sebagai 1s2_2s2_2p6_.

Penulisan ini biasa dilakukan jika elektron berada dalam kulit dalam. Jika elektron berada dalam keadaan berikatan (di mana elektron berada di luar atom), terkadang ditulis dalam cara singkat, terkadang dengan cara penuh.

Sebagai contoh, walaupun kita belum membahas konfigurasi elektron dari klor, kita dapat menuliskannya sebagai 1s2_2s2_2p6_3s2_3p

x23p y23pz1.

Perhatikan bahwa elektron-elektron pada orbital 2p bertumpuk satu sama lain sementara orbital 3p dituliskan secara penuh. Sesungguhnya elektron-elektron pada orbital 3p terlibat dalam pembentukan ikatan karena berada pada kulit

terluar dari atom, sementara elektron-elektron pada 2p terbenam jauh di dalam atom dan hampir bisa dikatakan tidak berperan sama sekali.

Cara singkat kedua : Kita dapat menumpukkan seluruh elektron-elektron terdalam dengan menggunakan, sebagai contoh, simbol [Ne]. Di dalam konteks ini, [Ne] berarti konfigurasi elektron dari atom neon -dengan kata lain 1s2_2s2_2p

x22py22p z2.

Berdasarkan cara di atas kita dapat menuliskan konfigurasi elektron klor dengan [Ne]3s2_3p

x23py23pz1.

Periode ketiga

Mulai dari neon, seluruh orbital tingkat kedua telah dipenuhi elekton, selanjutnya kita harus memulai dari natrium pada periode ketiga. Cara pengisiannya sama dengan periode-periode sebelumnya, kecuali adalah sekarang semuanya berlangsung pada periode ketiga.

Sebagai contoh :

cara singkat Mg _1s2_2s2_2p6_3s2 _[Ne]3s2

S _1s2_2s2_2p6_3s2_3p

x 23py13pz1 [Ne]3s23px23py13p z1

Ar _1s2_2s2_2p6_3s2_3p

x 23py23pz2 [Ne]3s23px23py23p z2

Permulaan periode keempat

Sampai saat ini kita belum mengisi orbital tingkat 3 sampai penuh – tingkat 3d belum kita gunakan. Tetapi kalau kita melihat kembali tingkat energi orbital-orbital, kita dapat melihat bahwa setelah 3p energi orbital terendah adalah 4s – oleh karena itu elektron mengisinya terlebih dahulu.

K _1s2_2s2_2p6_3s2_3p6 _4s1

Ca _1s2_2s2_2p6_3s2_3p6 _4s2

Bukti kuat tentang hal ini ialah bahwa elemen seperti natrium ( 1s2_2s2_2p6_3s1 ₎

dan kalium ( 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6_4s 1 _{) memiliki sifat kimia yang mirip.}

Elektron terluar menentukan sifat dari suatu elemen. Sifat keduanya tidak akan mirip bila konfigurasi elektron terluar dari kalium adalah 3d1_.

Elemen blok s dan p

Elemen-elemen pada golongan 1 dari tabel periodik memiliki konfigurasi elektron terluar ns1 _{(dimana n merupakan nomor antara 2 sampai 7). Seluruh}

elemen pada golongan 2 memiliki konfigurasi elektron terluar ns2_.

Elemen-elemen di grup 1 dan 2 dideskripsikan sebagai Elemen-elemen-Elemen-elemen blok s.

Elemen-elemen dari golongan 3 seterusnya hingga gas mulia memiliki elektron terluar pada orbital p. Oleh karenanya, dideskripsikan dengan elemen-elemen blok p.

Elemen blok d

Perhatikan bahwa orbital 4s memiliki energi lebih rendah dibandingkan dengan orbital 3d sehingga orbital 4s terisi lebih dahulu. Setelah orbital 3d terisi, elektron selanjutnya akan mengisi orbital 4p.

Elemen-elemen pada blok d adalah elemen di mana elektron terakhir dari orbitalnya berada pada orbital d. Periode pertama dari blok d terdiri dari elemen dari skandium hingga seng, yang umumnya kita sebut dengan elemen transisi atau logam transisi. Istilah “elemen transisi” dan “elemen blok d” sebenarnya tidaklah memiliki arti yang sama, tetapi dalam perihal ini tidaklah menjadi suatu masalah.

Elektron d hampir selalu dideskripsikan sebagai, sebagai contoh, d5 atau d8 – dan bukan ditulis dalam orbital yang terpisah-pisah. Perhatikan bahwa ada 5 orbital d, dan elektron akan menempati orbital sendiri sejauh ia mungkin. Setelah 5 elektron menempati orbital sendiri-sendiri barulah elektron selanjutnya berpasangan.

d5 berarti

d8 berarti Perhatikan bentuk pengisian orbital pada level 3, terutama pada pengisian atom 3d setelah 4s.

Sc _1s2_2s2_2p6_3s2_3p6 _3d1_4s2

Ti _1s2_2s2_2p6_3s2_3p6 _3d2_4s2

V 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6 _3d3_4s2

Cr 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6 _3d5_4s1

Perhatikan bahwa kromium tidak mengikuti keteraturan yang berlaku. Pada kromium elektron-elektron pada orbital 3d dan 4s ditempati oleh satu elektron. Memang, mudah untuk diingat jikalau keteraturan ini tidak berantakan – tapi sayangnya tidak !

Mn 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6 _3d5_4s2 _{(kembali ke keteraturan semula)}

Fe 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6 _3d6_4s2

Co 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6 _3d7_4s2

Ni 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6 _3d8_4s2

Cu 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6 _3d10_4s1 _{(perhatikan!)}

Zn 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6 _3d10_4s2

Pada elemen seng proses pengisian orbital d selesai.

Pengisian sisa periode 4

Orbital selanjutnya adalah 4p, yang pengisiannya sama seperti 2p atau 3p. Kita sekarang kembali ke elemen dari galium hingga kripton. Sebagai contoh, Brom, memilki konfigurasi elektron 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6_3d10_4s 2_4p

x24py24pz1.

Rangkuman

Menuliskan konfigurasi elektron dari hidrogen sampai kripton

 Gunakan tabel periodik untuk mendapatkan nomor atom yang berarti banyaknya jumlah elektron.

 Isilah orbital-orbital dengan urutan 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p sampai elektron-elektron selesai terisi. Cermatilah keteraturan pada orbital 3d ! Isilah orbital p dan d dengan elektron tunggal sebisa mungkin sebelum berpasangan.

 Ingat bahwa kromium dan tembaga memiliki konfigurasi elektron yang tidak sesuai dengan keteraturan.

Menuliskan struktur elektron elemen-elemen “besar” pada blok s dan p

Sebagai contoh, Yodium berada pada golongan 7 dan oleh karenanya memiliki 7 elektron terluar. Yodium berada pada periode 5 dan oleh karenanya elekton mengisi pada orbital 5s dan 5p. Jadi, Yodium memiliki konfigurasi elektron terluar 5s2_5p

x25py25pz 1.

Contoh yang kedua, Barium , berada pada golongan 2 dan memiliki 2 elektron terluar. Barium berada pada periode keenam. Oleh karenanya, Barium memilki konfigurasi elektron terluar 6s2_.

Kita mungkin akan terjebak untuk mengisi orbital 5d10 _{tetapi ingatlah bahwa}

orbital d selalu diisi setelah orbital s pada level selanjutnya terisi. Sehingga orbital 5d diisi setelah 6s dan 3d diisi setelah 4s.

B. SISTEM PERIODIK UNSUR

Hubungan Sistem Periodik dengan Konfigurasi Elektron

Para ahli kimia pada abad ke-19 mengamati bahwa terdapat kemiripan sifat yang berulang secara periodik (berkala) di antara unsur-unsur. Kita telah mempelajari usaha pengelompokan unsur berdasarkan kesamaan sifat, mulai dari Johann Wolfgang Dobereiner (1780 – 1849) pada tahun 1829 dengan kelompok-kelompok triad. Kemudian pada tahun 1865, John Alexander Reina Newlands (1838 – 1898) mengemukakan pengulangan unsur-unsur secara oktaf, serta Julius Lothar Meyer (1830 – 1895) dan Dmitri Ivanovich Mendeleev (1834 – 1907) pada tahun 1869 secara terpisah berhasil menyusun unsur-unsur dalam sistem periodik, yang kemudian disempurnakan dan diresmikan oleh IUPAC pada tahun 1933. Unsur-unsur yang jumlah kulitnya sama ditempatkan pada periode (baris) yang sama.

Nomor periode = jumlah kulit

Unsur-unsur yang hanya mempunyai satu kulit terletak pada periode pertama (baris paling atas). Unsur-unsur yang mempunyai dua kulit terletak pada periode kedua (baris kedua), dan seterusnya.

Contoh:

• 5B : 1s2, 2s2, 2p1 periode 2

• 15P : 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p3 periode 3 • 25Mn : [Ar], 3d5, 4s2 periode 4

• 35Br : [Ar], 3d10, 4s2, 4p5 periode 4

Dari contoh di atas, dapat disimpulkan bahwa untuk menentukan nomor periode suatu unsur dapat diambil dari nomor kulit paling besar. Dengan berkembangnya pengetahuan tentang struktur atom, telah dapat disimpulkan bahwa sifat-sifat unsur ditentukan oleh konfigurasi elektronnya, terutama oleh elektron valensi. Unsur-unsur yang memilikistruktur elektron terluar (elektron valensi) yang sama ditempatkan pada golongan (kolom) yang sama. Dengan demikian, unsur-unsur yang segolongan memiliki sifat-sifat kimia yang sama. Penentuan nomor golongan tidaklah sesederhana seperti penentuan nomor periode. Distribusi elektron-elektron terluar pada subkulit s, p, d, dan fsangatlah menentukan sifat-sifat kimia suatu unsur.

Kegunaan Sistem Periodik

Sistem periodik dapat digunakan untuk memprediksi harga bilangan oksidasi, yaitu:

1. Nomor golongan suatu unsur, baik unsur utama maupun unsur transisi, menyatakan bilangan oksidasi tertinggi yang dapat dicapai oleh unsur tersebut. Hal ini berlaku bagi unsur logam dan unsur non logam.

2. Bilangan oksidasi terendah yang dapat dicapai oleh suatu unsur bukan logam adalah nomor golongan dikurangi delapan. Adapun bilangan oksidasi terendah bagi unsur logam adalah nol. Hal ini disebabkan karena unsur logam tidak mungkin mempunyai bilangan oksidasi negatif.

BAB III PENUTUP A. KESIMPULAN

Pada tahun 1913, Niels Bohr, fisikawan berkebangsaan Swedia, mengikuti jejak Einstein menerapkan teori kuantum untuk menerangkan hasil studinya mengenai spektrum atom hidrogen. Bohr mengemukakan teori baru mengenai struktur dan sifat-sifat atom. Teori atom Bohr ini pada prinsipnya menggabungkan teori kuantum Planck dan teori atom dari Ernest Rutherford yang dikemukakan pada tahun 1911. Bohr mengemukakan bahwa apabila elektron dalam orbit atom menyerap suatu kuantum energi, elektron akan meloncat keluar menuju orbit yang lebih tinggi. Sebaliknya, jika elektron itu memancarkan suatu kuantum energi, elektron akan jatuh ke orbit yang lebih dekat dengan inti atom. Model atom Bohr dikemukakan oleh Niels Bohr yang berusaha menjelaskan kestabilan atom dan spektrum garis atom hidrogen yang tidak dapat dijelaskan oleh model atom Rutherford.

Ada empat postulat yang digunakan untuk menutupi kelemahan model atom Rutherford, antara lain :

1. Atom Hidrogen terdiri dari sebuah elektron yang bergerak dalam suatu lintas edar berbentuk lingkaran mengelilingi inti atom, gerak elektron tersebut dipengaruhi oleh gaya coulomb sesuai dengan kaidah mekanika klasik.

2. Lintas edar elektron dalam hydrogen yang mantap hanyalah memiliki harga momentum angular L yang merupakan kelipatan dari tetapan Planck dibagi dengan 2π.

3. Dalam lintas edar yang mantap elektron yang mengelilingi inti atom tidak memancarkan energi elektromagnetik, dalam hal ini energi totalnya E tidak berubah.

4. Jika suatu atom melakukan transisi dari keadaan energi tinggi EU ke keadaan

energi lebih rendah EI, sebuah foton dengan energi hυ=EU-EI diemisikan. Jika

sebuah foton diserap, atom tersebut akan bertransisi ke keadaan energi rendah ke keadaan energi tinggi.

Tetapi Model atom bohr tidak dapat menjelakan pengamatan-pengamatan yang dilakukan pada atom yang lebih kompleks, sehingga dikembangkanlah satu model struktur atom yang lebih rumit dengan penalaran matematika tinggi yaitu model mekanika kuantum.

Model ini berdasarkan pada teori kuantum yang mengatakan bahwa materi juga memiliki sifat-sifat yang sama seperti gelombang. Menurut teori kuantum, letak dan momentum (kecepatan dan arah) suatu electron pada satu waktu tidak mungkin diketahui secara pasti dan hal ini dikenal dengan prinsip ketidakpastian. Jadi, para ilmuwan harus mengganti lingkaran Bohr dengan orbital(kadang-kadangdisebut sebagai awan electron) yaitu volume ruang yang kemungkinan besar terdapat satu electron. Dengan kata lain, dalam hal ini istilah kepastian diganti dengan kebolehjadian (probabilitas).

.

http://sherliannadewi.blogspot.co.id/2014/10/makalah-struktur-atom-dan-sistim.html

Elemen blok s dan p

Elemen-elemen pada golongan 1 dari tabel periodik memiliki konfigurasi elektron terluar ns1 _{(dimana n merupakan nomor antara 2 sampai 7). Seluruh} elemen pada golongan 2 memiliki konfigurasi elektron terluar ns2_. Elemen-elemen di grup 1 dan 2 dideskripsikan sebagai Elemen-elemen-Elemen-elemen blok s.

Elemen-elemen dari golongan 3 seterusnya hingga gas mulia memiliki elektron terluar pada orbital p. Oleh karenanya, dideskripsikan dengan elemen-elemen blok p.

Elemen blok d

Perhatikan bahwa orbital 4s memiliki energi lebih rendah dibandingkan dengan orbital 3d sehingga orbital 4s terisi lebih dahulu. Setelah orbital 3d terisi, elektron selanjutnya akan mengisi orbital 4p.

Elemen-elemen pada blok d adalah elemen di mana elektron terakhir dari orbitalnya berada pada orbital d. Periode pertama dari blok d terdiri dari elemen dari skandium hingga seng, yang umumnya kita sebut dengan elemen transisi atau logam transisi. Istilah “elemen transisi” dan “elemen blok d” sebenarnya tidaklah memiliki arti yang sama, tetapi dalam perihal ini tidaklah menjadi suatu masalah.

Elektron d hampir selalu dideskripsikan sebagai, sebagai contoh, d5 atau d8 – dan bukan ditulis dalam orbital yang terpisah-pisah. Perhatikan bahwa ada 5 orbital d, dan elektron akan menempati orbital sendiri sejauh ia mungkin. Setelah 5 elektron menempati orbital sendiri-sendiri barulah elektron selanjutnya berpasangan.

d5 berarti

d8 berarti Perhatikan bentuk pengisian orbital pada level 3, terutama pada pengisian atom 3d setelah 4s.

Sc _1s2_2s2_2p6_3s2_3p6 _3d1_4s2 Ti _1s2_2s2_2p6_3s2_3p6 _3d2_4s2 V 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6 _3d3_4s2 Cr 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6 _3d5_4s1

Perhatikan bahwa kromium tidak mengikuti keteraturan yang berlaku. Pada kromium elektron-elektron pada orbital 3d dan 4s ditempati oleh satu elektron. Memang, mudah untuk diingat jikalau keteraturan ini tidak berantakan – tapi sayangnya tidak !

Mn 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6 _3d5_4s2 _{(kembali ke keteraturan semula)}

Fe 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6 _3d6_4s2 Co 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6 _3d7_4s2 Ni 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6 _3d8_4s2

Cu 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6 _3d10_4s1 _{(perhatikan!)}

Zn 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6 _3d10_4s2

Pada elemen seng proses pengisian orbital d selesai. Pengisian sisa periode 4

Orbital selanjutnya adalah 4p, yang pengisiannya sama seperti 2p atau 3p. Kita sekarang kembali ke elemen dari galium hingga kripton. Sebagai contoh, Brom, memilki konfigurasi elektron 1s2_2s2_2p6_3s2_3p6_3d10_4s 2_4px2_4py2_4pz1_.

Rangkuman

Menuliskan konfigurasi elektron dari hidrogen sampai kripton

 Gunakan tabel periodik untuk mendapatkan nomor atom yang berarti

banyaknya jumlah elektron.

 Isilah orbital-orbital dengan urutan 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p sampai

elektron-elektron selesai terisi. Cermatilah keteraturan pada orbital 3d ! Isilah orbital p dan d dengan elektron tunggal sebisa mungkin sebelum berpasangan.

 Ingat bahwa kromium dan tembaga memiliki konfigurasi elektron yang

tidak sesuai dengan keteraturan.

Menuliskan struktur elektron elemen-elemen “besar” pada blok s dan p

Sebagai contoh, Yodium berada pada golongan 7 dan oleh karenanya memiliki 7 elektron terluar. Yodium berada pada periode 5 dan oleh karenanya elekton mengisi pada orbital 5s dan 5p. Jadi, Yodium memiliki konfigurasi elektron terluar 5s2_5px2_5py2_5pz 1_.

Contoh yang kedua, Barium , berada pada golongan 2 dan memiliki 2 elektron terluar. Barium berada pada periode keenam. Oleh karenanya, Barium memilki konfigurasi elektron terluar 6s2_.

Kita mungkin akan terjebak untuk mengisi orbital 5d10 _{tetapi ingatlah bahwa} orbital d selalu diisi setelah orbital s pada level selanjutnya terisi. Sehingga orbital 5d diisi setelah 6s dan 3d diisi setelah 4s.

B. SISTEM PERIODIK UNSUR

Hubungan Sistem Periodik dengan Konfigurasi Elektron

Para ahli kimia pada abad ke-19 mengamati bahwa terdapat kemiripan sifat yang berulang secara periodik (berkala) di antara unsur-unsur. Kita telah mempelajari usaha pengelompokan unsur berdasarkan kesamaan sifat, mulai dari Johann Wolfgang Dobereiner (1780 – 1849) pada tahun 1829 dengan kelompok-kelompok triad. Kemudian pada tahun 1865, John Alexander Reina Newlands (1838 – 1898) mengemukakan pengulangan unsur-unsur secara oktaf, serta Julius Lothar Meyer (1830 – 1895) dan Dmitri Ivanovich Mendeleev (1834 – 1907) pada tahun 1869 secara terpisah berhasil menyusun unsur-unsur dalam sistem periodik, yang kemudian disempurnakan dan diresmikan oleh IUPAC pada tahun 1933. Unsur-unsur yang jumlah kulitnya sama ditempatkan pada periode (baris) yang sama.

Nomor periode = jumlah kulit

Unsur-unsur yang hanya mempunyai satu kulit terletak pada periode pertama (baris paling atas). Unsur-unsur yang mempunyai dua kulit terletak pada periode kedua (baris kedua), dan seterusnya.

Contoh:

• 5B : 1s2, 2s2, 2p1 periode 2

• 15P : 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p3 periode 3 • 25Mn : [Ar], 3d5, 4s2 periode 4

• 35Br : [Ar], 3d10, 4s2, 4p5 periode 4

Dari contoh di atas, dapat disimpulkan bahwa untuk menentukan nomor periode suatu unsur dapat diambil dari nomor kulit paling besar. Dengan berkembangnya pengetahuan tentang struktur atom, telah dapat disimpulkan bahwa sifat-sifat unsur ditentukan oleh konfigurasi elektronnya, terutama oleh elektron valensi. Unsur-unsur yang memilikistruktur elektron terluar (elektron valensi) yang sama ditempatkan pada golongan (kolom) yang sama. Dengan demikian, unsur-unsur yang segolongan memiliki sifat-sifat kimia yang sama. Penentuan nomor golongan tidaklah sesederhana seperti penentuan nomor periode. Distribusi elektron-elektron terluar pada subkulit s, p, d, dan fsangatlah menentukan sifat-sifat kimia suatu unsur.

Kegunaan Sistem Periodik

Sistem periodik dapat digunakan untuk memprediksi harga bilangan oksidasi, yaitu:

1. Nomor golongan suatu unsur, baik unsur utama maupun unsur transisi, menyatakan bilangan oksidasi tertinggi yang dapat dicapai oleh unsur tersebut. Hal ini berlaku bagi unsur logam dan unsur non logam.

2. Bilangan oksidasi terendah yang dapat dicapai oleh suatu unsur bukan logam adalah nomor golongan dikurangi delapan. Adapun bilangan oksidasi terendah bagi unsur logam adalah nol. Hal ini disebabkan karena unsur logam tidak mungkin mempunyai bilangan oksidasi negatif.

BAB III PENUTUP A. KESIMPULAN

Pada tahun 1913, Niels Bohr, fisikawan berkebangsaan Swedia, mengikuti jejak Einstein menerapkan teori kuantum untuk menerangkan hasil studinya mengenai spektrum atom hidrogen. Bohr mengemukakan teori baru mengenai struktur dan sifat-sifat atom. Teori atom Bohr ini pada prinsipnya menggabungkan teori kuantum Planck dan teori atom dari Ernest Rutherford yang dikemukakan pada tahun 1911. Bohr mengemukakan bahwa apabila elektron dalam orbit atom menyerap suatu kuantum energi, elektron akan meloncat keluar menuju orbit yang lebih tinggi. Sebaliknya, jika elektron itu memancarkan suatu kuantum energi, elektron akan jatuh ke orbit yang lebih dekat dengan inti atom. Model atom Bohr dikemukakan oleh Niels Bohr yang berusaha menjelaskan kestabilan atom dan spektrum garis atom hidrogen yang tidak dapat dijelaskan oleh model atom Rutherford.

Ada empat postulat yang digunakan untuk menutupi kelemahan model atom Rutherford, antara lain :

1. Atom Hidrogen terdiri dari sebuah elektron yang bergerak dalam suatu lintas edar berbentuk lingkaran mengelilingi inti atom, gerak elektron tersebut dipengaruhi oleh gaya coulomb sesuai dengan kaidah mekanika klasik.

2. Lintas edar elektron dalam hydrogen yang mantap hanyalah memiliki harga momentum angular L yang merupakan kelipatan dari tetapan Planck dibagi dengan 2π.

3. Dalam lintas edar yang mantap elektron yang mengelilingi inti atom tidak memancarkan energi elektromagnetik, dalam hal ini energi totalnya E tidak berubah.

4. Jika suatu atom melakukan transisi dari keadaan energi tinggi EU ke keadaan energi lebih rendah EI, sebuah foton dengan energi hυ=EU-EI diemisikan. Jika sebuah foton diserap, atom tersebut akan bertransisi ke keadaan energi rendah ke keadaan energi tinggi.

Tetapi Model atom bohr tidak dapat menjelakan pengamatan-pengamatan yang dilakukan pada atom yang lebih kompleks, sehingga dikembangkanlah satu model struktur atom yang lebih rumit dengan penalaran matematika tinggi yaitu model mekanika kuantum.

Model ini berdasarkan pada teori kuantum yang mengatakan bahwa materi juga memiliki sifat-sifat yang sama seperti gelombang. Menurut teori kuantum, letak dan momentum (kecepatan dan arah) suatu electron pada satu waktu tidak mungkin diketahui secara pasti dan hal ini dikenal dengan prinsip ketidakpastian. Jadi, para ilmuwan harus mengganti lingkaran Bohr dengan orbital(kadang-kadangdisebut sebagai awan electron) yaitu volume ruang yang kemungkinan besar terdapat satu electron. Dengan kata lain, dalam hal ini istilah kepastian diganti dengan kebolehjadian (probabilitas).

.

http://sherliannadewi.blogspot.co.id/2014/10/makalah-struktur-atom-dan-sistim.html