Struktur Atom dan Sistem Periodik

  

Struktur Atom dan

Sistem Periodik

Struktur Atom

  Elektron Inti Atom Gelombang Radiasi Elektromagnet Model Bohr untuk atom Hidrogen Teori Gelombang Elektron Prinsip Ketidakpastian Heisenberg Model Quantum Atom Konfigurasi Elektron Penemuan Elektron 1807 Davy menduga bahwa gaya listriklah yang

  membuat senyawa-senyawa saling berikatan

  1833 Faraday menghubungkan massa atom dengan

  energi listrik yang dibutuhkan untuk menghasilkan suatu unsur selama percobaan elektrolisis

  

1891 Stoney mengajukan teori bahwa listrik dalam atom

  terdapat dalam bentuk yang disebut elektron

  1897 Thomson pertama kali mengukur sifat elektron

  secara kuantitatif Tabung Sinar Katoda

  Penemuan elektron oleh Thomson berdasarkan hasil percobaan menggunakan tabung sinar katoda.

  Elektron dihasilkan ketikan suatu gas terionisasi

  Gas yang terionisasi Tonjolan kecil Katoda

  

Anoda

Percobaan Thomson

  Thomson mengamati bahwa posisi tonjolan kecil menjadi berubah

ketika medan listrik maupun medan magnet diterapkan pada tabung sinar katoda Thomson tak bisa menentukan massa maupun muatan elektron, _-12 hanya bisa menentukan rasio massa terhadap muatan = 6 x 10 kg/C Muatan Elektron

  Percobaan Millikan menggunakan tetesan minyak yang diberikan arus listrik menunjukkan bahwa tetesan minyak memiliki muatan yang merupakan kelipatan dari

• 19

  1,5924 x 10 C muatan elektron Muatan elektron yang digunakan sekarang =

1,6021773 x 10 C

Massa Elektron

  Massa elektron dihitung dari hasil percobaan Thomson dan Millikan, yaitu dari rasio massa elektron terhadap muatan elektron (Thomson) dan muatan elektron (Millikan):

  M = (rasio massa terhadap muatan) x (muatan) _{e -12 -1 -19} = (6 x 10 kgC ) (1,5924 x 10

• _-30

  C) = 1 x 10 kg

  Massa elektron yang digunakan sekarang adalah:

• 31
• 4

  9,109390 x 10 kg = 5,485799 x 10 u

Penemuan Inti Atom

  Pada tahun 1909 Rutherford membombardir lempengan logam tipis dengan partikel alfa (ion helium).

  Hasil percobaan menunjukkan bahwa sekitar 1 partikel alfa dari 8000 partikel dibelokkan oleh lempeng logam.

  Pembelokan ini menunjukkan keberadaan inti atom yang kecil, kompak dan bermuatan positif. Penentuan Muatan Inti

  Rutherford memperkirakan muatan inti atom adalah sekitar setengahnya dari massa atom. Moseley yang bekerjasama

  tom A

  dengan Rutherford menemukan

  r o

  hubungan langsung antara

  m o

  nomor atom dengan akar

  N kuadrat dari frekuensi sinar X.

  Kesimpulan: muatan inti atom sama dengan elektron, hanya _1/2 berbeda tanda muatan saja

  (Frekuensi Sinar-X) Penemuan Neutron dan Proton

  Pengukuran rasio massa terhadap muatan pada inti atom dilakukan serupa dengan pengukuran terhadap elektron ditemukan bahwa rasio ini bergantung pada gas yang digunakan dalam percobaan Hidrogen menghasilkan partikel yang massanya paling rendah yang diasumsikan terdapat dalam setiap atom yang disebut proton.

  1932 Chadwick mengamati bahwa ketika berilium-9

  ditembaki partikel alfa, ternyata partikel yang massanya sama dengan proton tapi tanpa muatan dilepaskan, inilah yang disebut neutron. Gelombang

  Beberapa definisi:

  Panjang gelombang, λ: jarak yang ditempuh gelombang untuk menyempurnakan satu siklus gelombang.

  

Amplitudo: setengah jarak vertikal dari batas atas dan

bawah suatu gelombang.

  Frekuensi,ν: jumlah siklus yang dilalui oleh gelombang setiap titik per detik. _{λ λ λ λ} Panjang Gelombang, Amplitudo

Radiasi Elektromagnet

  Adalah suatu bentuk energi yang terdiri dari medan listrik yang

saling tegak lurus dengan medan magnet pada waktu yang sama dan satu fasa dengan waktu. Hubungan antara panjang gelombang dan frekuensi dalam radiasi elektromagnet adalah: _ν Radiasi Elektromagnet (EM) Transmisi: EM akan melewati materi tanpa interaksi

Absorpsi: EM akan diserap oleh suatu atom, ion atau

  molekul, sehingga akan berada pada keadaan energi yang lebih tinggi

  Emisi: pelepasan energi oleh suatu atom, ion atau

  molekul sebagai cahaya, sehingga kembali ke tingkat energi yang lebih rendah. Sifat Partikel Gelombang EM memiliki sifat ! ! " gelombang sekaligus sifat materi

  #$ % & ' ' ' ( sebagai partikel.

  Efek fotolistrik: pertama kali diamati oleh Hertz dan kemudian dijelaskan oleh Einstein ketika cahaya mengenai katoda yang memiliki permukaan fotoemisif,

  Katoda elektron dilepaskan. Elektron terkumpul di anoda dan kemudian diukur.

  Anoda Studi mengenai efek fotolistrik memperkuat sifat partikel gelombang yang disebut partikel foton.

  Energi foton berbanding lurus dengan frekuensi dan berbanding terbalik dengan panjang

Contoh Soal Energi Foton

  Tentukan energi dalam kJ/mol foton cahaya biru-hijau dengan panjang gelombang 486 nm Jawab: Energi foton = hc/λ

Model Atom Bohr

  Bohr mempelajari spekatrum yang dihasilkan ketika atom-atom tereksitasi dalam suatu tabung gas awamuatan. Beliau mengamati ternyata tiap unsur menghasilkan serangkaian garis-garis spektrum tersendiri.

  Bohr menyimpulkan bahwa energi elektron terkuantisasi, hanya merupakan tingkat-tingkat energi tertentu.

  Model Atom Bohr Dalam model atom Bohr, elektron hanya dapat berada pada tingkat energi tertentu (orbit). Tiap tingkat energi disebut sebagai bilangan kuantum utama, n. rgi ne

  Balmer kemudian menentukan suatu E hubungan empiris yang menggambarkan garis sepektrum pada atom hidrogen.

  Spektrum-spektrum untuk atom lainnya dapat digambarkan dengan hubungan yang serupa.

Model Atom Bohr

  

Model atom Bohr digambarkan sebagai

sistem planet tata surya. Setiap

bilangan kuantum utama menunjukkan

orbit atau lapisan, dengan inti atom berada pada pusatnya. Model atom Bohr dapat menjelaskan adanya garis-garis spektrum dan digunakan untuk menentukan jari-jari atom hidrogen.

  Model atom Bohr tak dapat digunakan untuk atom-atom selain hidrogen dan

tak dapat menjelaskan mengapa energi terkuantisasi Teori Gelombang Elektron

1924 De Broglie menyarankan bahwa elektron memiliki sifat

gelombang yang menyebabkan energinya terkuantisasi.

  De Broglie menyimpulkan bahwa semua partikel memiliki panjang gelombang sesuai persamaan: _{% & ' ' ' (} ) _{# $} "

• _{+ * !}

  Dengan persamaan De Broglie, panjang gelombang suatu _{6 -1}

elektron dapat dihitung (kecepatan elektron = 2,2 x 10 ms ):

Prinsip Ketidakpastian Heisenberg

  Untuk dapat mengamati elektron, maka elektron harus ditembaki dengan foton dengan panjang gelombang pendek, sehingga menghasilkan frekuensi tinggi dan energi yang tinggi. Apabila foton mengenai elektron, maka akan menyebabkan gerakan dan kecepatan elektron berubah.

  

Menurut Heisenberg, adalah tidak mungkin untuk dapat mengetahui

posisi dan kecepatan suatu objek secara bersamaan dengan tepat dikembangkan hubungan:

Semakin kecil massa objek, ketidakpastian posisi dan kecepatannya semakin besar. Model Kuantum Atom Schr Ö dinger mengembangkan suatu persamaan untuk menggambarkan perilaku dan energi elektron dalam atom.

Persamaan Schr Ö dinger digunakan untuk menggambarkan gelombang EM

dan tiap elektron dapat digambarkan dalam kerangka bilangan kuantumnya.

  Bilangan Kuantum Utama, n: menggambarkan tingkat energi yang dimiliki elektron (orbital). Nilai n = 1, 2, 3, dst.

Bilangan Kuantum Azimuth,l: menggambarkan bentuk orbital yang ditempati

elektron. Nilai l = n-1. Misalnya, jika n = 1, maka l = 0. Nilai l = 0, memiliki bentuk orbital s.

  

Bilangan Kuantum Magnet, m : menggambarkan orientasi atau arah proyeksi

_l orbital dalam ruang 3 dimensi. Nilai m = - l sampai +l (semua bilangan kecuali

_l

0). Contoh: jika l = 2, maka m = -2, - 1,0, 1,2. _l

Bilangan Kuantum Spin, s: menggambarkan arah pergerakan elektron relatif

_{s = +1/2 dan -1/2.} terhadap medan magnet, searah atau berlawanan arah dengan jarum jam. Nilai

  Pauli membuat aturan bahwa elektron dalam suatu atom tidak boleh memiliki bilangan kuantum yang sama (Prinsip Larangan Pauli). Bilangan Kuantum Dalam menyusun konfigurasi suatu elektron, maka susunan

keempat bilangan kuantum harus digunakan, mulai dari tingkat

energi yang rendah ke yang lebih tinggi (Aturan Aufbau), dan

pengisian elektron harus satu demi satu sebelum berpasangan

untuk kestabilan (Aturan Hund). _{Lambang Jumlah}

  Subkulit Orbital Bentuk Orbital Orbital s Orbital p: p _x

  , p _y , p _z

  Konfigurasi Elektron Untuk atom hidrogen, bilangan kuantum utama menentukan energi orbitalnya. _{E n e rg} i _{energi sama Semua subtingkat memiliki elektron akan benar-benar 1312 kJ/mol ditambahkan,} Jika energi sebesar lebih dari

terlepas. Konfigurasi Elektron

  Konfigurasi elektron untuk unsur yang memiliki lebih dari satu elektron lebih kompleks.

  Muatan Inti Efektif. Elektron di kulit bagian dalam

  bertindak sebagai pelindung elektron-elektron yang terletak pada kulit lebih luar dari interaksi muatan positif inti atom. Beberapa orbital mengalami penetrasi pada inti atom melebihi yang lain: s > p > d > f. Akibatnya terdapat tingkat energi berbeda untuk subtingkat energi berbeda dari masing-masing bilangan kuantum utama tertentu.

  Konfigurasi Elektron rgi ne E

Prinsip Aufbau

  Untuk setiap atom, perlu diketahui bahwa jumlah elektron suatu atom netral sama dengan nomor atomnya. Pengisian orbital oleh elektron dimulai dari tingkat energi lebih rendah ke yang lebih tinggi.

  Jika terdapat dua atau lebih orbital berada pada tingkat energi yang sama akan mengalami penurunan tingkat energi. Jangan memasangkan elektron dulu sebelum pada subtingkat energi tertentu terisi penuh.

  Contoh penerapan Prinsip Aufbau i rg e n E Aturan Hund

  Ketika mengisi elektron pada orbital-orbital yang tingkat energinya sama, isilah elektron satu per satu terlebih dahulu. Adanya elektron-elektron yang tak berpasangan dapat diuji keberadaannya karena dapat bereaksi sebagai elektromagnet:

  Paramagnetik – elektron-elektron akan tertarik pada

  medan magnet yang menunjukkan keberadaan elektron tak berpasangan.

  Diamagnetik – elektron-elektron tertolak keluar oleh

  medan magnet yang menunjukkan semua elektron

  

Cara Pengisian Elektron Sistem Periodik Unsur

  Klasifikasi berdasarkan Subtingkat Energi

Sistem Periodik Unsur

  Cara pengisisan konfigurasi elektron energi dasar suatu unsur : Mulai dengan hidrogen, susunlah unsur-unsur dengan urutan kenaikan nomor atom.

  Sepanjang satu perioda: Tambahkan elektron ke dalam orbital ns ketika berpindah dari golongan IA (1) ke IIA (2).

  Tambahkan elektron ke dalam orbital np ketika berpindah dari golongan III A (3) sampai 0 (18).

  Tambahkan elektron ke dalam orbital (n-1) d ketika berpindah dari golongan IIIB (3) ke II B (12) dan

  Penulisan Konfigurasi Elektron Contoh Format Inti Penulisan Konfigurasi Elektron

  Konfigurasi elektron dapat dituliskan untuk ion-ion: Mulailah dengan menuliskan konfigurasi elektron untuk atom pada keadaan dasar.

  Untuk kation, hilangkan sejumlah elektron dari kulit

  2+

  terluar sebanyak muatan kationnya. Contoh Ba , _{2 2+} konfigurasi elektron Ba: [Xe] 6s menjadi Ba : [Xe] ₁₀

  2 ⁶

  atau [Kr]3d 4s 4p Untuk anion, tambahkan sejumlah elektron ke kulit ₋ terluar sebanyak muatan anion. Contoh: Cl , _{2 5 −} konfigurasi elektron Cl: [Ne] 3s 3p menjadi Cl : [Ne] _{2 6}

  3s 3p atau [Ar]

Keperiodikan

  Keperiodikan dalam sifat-sifat fisika dan kimia dapat dijelaskan dengan konfigurasi elektron.

  Beberapa contoh penting yang menunjukkan keperiodikan sifar-sifat fisika dan kimia unsur adalah mencakup:

  Jari-jari atom Jari-jari ion (kation dan anion) Energi ionisasi pertama Afinitas elektron

  Jari-jari Atom _{( ri p m} ) _{J a ri -j} a _{(Gas Mulia tak termasuk)} Nomor Atom

  Jari-jari Atom untuk

Unsur Golongan Utama

Jari-jari Atom Unsur Golongan Utama

  Jari-jari atom semakin besar dari atas ke bawah dalam satu golongan unsur karena terdapat kulit baru yang bertambah. Jari-jari atom semakin kecil dari kiri ke kanan dalam satu perioda karena inti atom mengandung proton yang lebih banyak sehingga muatan positif yang besar semakin menarik elektron lebih kuat dan ukuran atom mengecil.

  Jari-jari Ion (pm) Jari-jari Ion Kation: Jari-jari kation lebih kecil daripada atom netralnya.

  

Untuk unsur golongan utama, elektron pada kulit terluar terlepas. Ion bermuatan positif dapat juga mengikat elektron yang tersisa lebih kuat ke inti atom sehingga ukuran kation lebih kecil. Anion: Jari-jari anion lebih besar daripada atom netralnya. Penambahan elektron akan meningkatkan gaya tolak antara elektron sehingga ion membutuhkan waktu yang lebih lama untuk mengikat elektron pada kulit yang sama menimbulkan ‘pengembangan’ kulit terluar. Akibatnya inti atom lebih sulit Konfigurasi Isoelektron

Isoelektron: spesi yang memiliki konfigurasi elektron

yang sama.

  Contoh: Setiap spesi berikut memiliki konfigurasi _{2 2 6} elektron yang sama, yaitu 1s 2s 2p : ₋

  2− O F Ne

  2+ 3+ +

Na Mg Al Energi Ionisasi

Energi Ionisasi Pertama: energi yang dibutuhkan untuk

  melepaskan satu elektron dari suatu atom netral dalam _{− − − +} fasa gas. ₋

  → → → A(g) + Energi Ionisasi Pertama → A (g) + e Hal ini menunjukkan kemudahan untuk membentuk

suatu kation. Semakin kecil energi ionisasi, semakin

mudah membentuk kation.

  Logam cenderung memiliki energi ionisasi pertama lebih rendah daripada nonlogam sehingga cenderung untuk membentuk kation.

  _{J l) /m o} Energi Ionisasi Pertama _{a m a (} k _{i e} rt _{s P Io n is} a _{E n e rg} i Nomor Atom

  Energi Ionisasi Pertama

Energi yang dibutuhkan untuk melepaskan satu _{− − − −} e dari suatu atom netral dalam fasa gas Afinitas Elektron

Afinitas elektron: suatu ukuran kecenderungan suatu

atom untuk menarik elektron dalam fasa gas. _{− − − − − − − −}

  → → → →

A(g) + e A (g) + energi panas

  Afinitas elektron merupakan fungsi periodik tak beraturan dari nomor atom. Secara umum, afinitas aelektron semakin meningkat dari kiri ke kanan dalam satu perioda.

  Gas mulia tidak termasuk karena tidak memiliki kecenderungan atau kecil kecenderungannya untuk menarik elektron.

  _{o l)} Afinitas Elektron _{n ( k J} /m _tr o _{le k n it a s} E _A fi Nomor Atom

  Afinitas Elektron _{− − − −}

Energi yang dilepaskan ketika suatu atom menangkap e Sifat Kimia dan Tabel Periodik

  Konfigurasi elektron membantu kita memahami perubahan jari-jari atom, energi ionisasi dan afinitas elektron. Beberapa kecenderungan dalam kereaktifan yang dapat teramati:

  Logam-logam golongan utama menjadi lebih reaktif dari atas ke bawah dalam satu golongan.

  Kereaktifan unsur-unsur nonlogam berkurang dari atas ke bawah dalam satu golongan.

  Logam-logam transisi menjadi kurang reaktif dari atas ke bawah dalam satu golongan. Hidrogen Hidrogen adalah unsur non logam pada kondisi normal. ₋ +

  Dapat melepaskan satu elektron membentuk H , dan . dapat juga menarik elektrok membentuk H _{> 200 C o}

  → → →

  2Na(l) + H (g) → ₂

  2NaH(s)

  Hidrogen biasanya ditempatkan dalam tabel periodik pada golongan IA (1) atau diantara golongan IA(1) dan

  VIIA (17) atau tidak di golongan manapun. Gas Mulia

  Setiap gas mulia memiliki elektron-elektron yang terisi pada subtingkat energi s dan p, kecuali helium (hanya s) Semua gas mulia sangat tak reaktif Sejumlah terbatas senyawa gas mulia telah dapat dibuat menggunakan unsur Xenon dan Kripton. _{> 250 C o}

  → → → Xe(g) + F (g) → XeF (g) _{2 2} Logam Alkali

  Golongan logam IA (1) semuanya memiliki konfigurasi ₁ elektron terluar ns .

  Cenderung melepaskan satu elektron membentuk ion 1+ dan dijadikan dasar bagi hampir semua reaksi yang _{− +} melibatkan logam alkali. _{− − −}

  → → → M → M + e

  Kereaktifan unsur-unsur logam alkali bertambah dari atas ke bawah dalam satu golongan Logam Alkali Tanah

Golongan logam alkali tanah, golongan IIA (2) tidak sereaktif logam

alkali.

  Unsur-unsur logam alkali tanah harus melepaskan dua elektron terluarnya untuk mencapai konfigurasi gas mulia. Energi ionisasi semakin kecil dari atas ke bawah dalam satu golongan, berarti semakin mudah melepaskan elektron. _{→ → → 2+ − − − −}

  

M → M + 2e Kereaktifan bertambah dari atas ke bawah dalam satu golongan Energi ionisasi logam alkali tanah relatif lebih tinggi dibandingkan energi ionisai unsur gologan alkali dan golongan IIIA (3)

dikarenakan efek terisi penuhnya orbital elektron terluar pada unsur alkali tanah, dibandingkan logam alkali dan golongan IIIA(3). Halogen Sifat umum unsur-unsur golongan VIIA (17) adalah semuanya nonlogam.

  Semua halogen hanya membutuhkan satu elektron saja untuk memenuhi konfigurasi gas mulia Ketika bereaksi dengan logam, unsur-unsur gas mulia membentuk ion 1 –, membentuk ikatan ion. _{→ → →}

  2Na(s) + Cl (g) → ₂

  2NaCl(s) Ketika bereaksi dengan unsur nonlogam lainnya, akan saling berbagi elektron, membentuk ikatan kovalen. _{→ → →}

  O (g) + 2F (g) → _{2 2}

  2OF (g) ₂ Unsur diatomiknya bervariasi wujudnya pada kondisi standar (1 atm, _o

  _{2 2 2 2} Cara-cara Penomoran Golongan

  Terdapat beberapa metode yang digunakan untuk menomori golongan pada tabel periodik:

  

Metode yang digunakan para kimiawan Amerika (American

Chemical Society, ACS) Sistem IUPAC lama Sistem IUPAC yang berlaku saat ini.

  Para kimiawan di Amerika (American Chemical Society, ACS) juga mengadopsi sistem yang digunakan IUPAC

  Sistem Penomoran untuk Tabel Periodik _{IUPAC dan ACS sekarang}

  IUPAC lama Sistem AS