PUSAT PERBUKUAN PUSAT PERBUKUAN Departem (1)

1. Kimia-Studi dan Pengajaran I. Judul II. Agus Setiabudi

III. Intan Permata Shariati V. S. Riyadi

Hak Cipta Buku ini dibeli oleh Departemen Pendidikan Nasional dari Penerbit Setia Purna Inves, PT

Diterbitkan oleh Pusat Perbukuan Departemen Pendidikan Nasional Tahun 2009

Diperbanyak oleh ....

ii

Kata Sambutan

Puji syukur kami panjatkan ke hadirat Allah SWT, berkat rahmat dan karunia- Nya, Pemerintah, dalam hal ini, Departemen Pendidikan Nasional, pada tahun 2009, telah membeli hak cipta buku teks pelajaran ini dari penulis/penerbit untuk disebarluaskan kepada masyarakat melalui situs internet (website) Jaringan Pendidikan Nasional.

Buku teks pelajaran ini telah dinilai oleh Badan Standar Nasional Pendidikan dan telah ditetapkan sebagai buku teks pelajaran yang memenuhi syarat kelayakan untuk digunakan dalam proses pembelajaran melalui Peraturan Menteri Pendidikan Nasional Nomor 22 Tahun 2007 tanggal 25 Juni 2007.

Kami menyampaikan penghargaan yang setinggi-tingginya kepada para penulis/penerbit yang telah berkenan mengalihkan hak cipta karyanya kepada Departemen Pendidikan Nasional untuk digunakan secara luas oleh para siswa dan guru di seluruh Indonesia.

Buku-buku teks pelajaran yang telah dialihkan hak ciptanya kepada Departemen Pendidikan Nasional ini, dapat diunduh (down load), digandakan, dicetak, dialihmediakan, atau difotokopi oleh masyarakat. Namun, untuk penggandaan yang bersifat komersial harga penjualannya harus memenuhi ketentuan yang ditetapkan oleh Pemerintah. Diharapkan bahwa buku teks pelajaran ini akan lebih mudah diakses sehingga siswa dan guru di seluruh Indonesia maupun sekolah Indonesia yang berada di luar negeri dapat memanfaatkan sumber belajar ini.

Kami berharap, semua pihak dapat mendukung kebijakan ini. Kepada para siswa kami ucapkan selamat belajar dan manfaatkanlah buku ini sebaik-baiknya. Kami menyadari bahwa buku ini masih perlu ditingkatkan mutunya. Oleh karena itu, saran dan kritik sangat kami harapkan.

Jakarta, Juni 2009 Kepala Pusat Perbukuan

iii

Kata Pengantar

Sampai saat ini, buku-buku kimia untuk SMA/MA yang berkualitas dirasakan masih kurang. Sementara itu, tuntutan terhadap pemahaman prinsip-prinsip ilmu Kimia sangat tinggi. Lebih-lebih perkembangan ilmu pengetahuan dan teknologi yang didasari oleh ilmu Kimia semakin menantang dan sangat bervariasi dalam aplikasinya. Oleh sebab itu, kami berharap dengan terbitnya buku ini, belajar kimia yang membutuhkan gabungan banyak konsep (baik konsep yang relevan dengan ketermasaan maupun konsep baru) dan pengembangan keterampilan analisis bagi siswa SMA/MA dapat terpenuhi.

Ada dua hal yang berkaitan dengan Kimia, yaitu Kimia sebagai produk dan Kimia sebagai proses kerja ilmiah. Kimia sebagai produk adalah pengetahuan Kimia yang berupa fakta, konsep, prinsip, hukum,dan teori. Kimia sebagai proses kerja ilmiah merupakan penalaran (keterampilan) dari hasil penguasaan dalam pembelajaran materi secara praktis dan analisis.

Mata pelajaran Kimia di SMA/MA merupakan panduan untuk mempelajari segala sesuatu tentang zat yang meliputi komposisi, struktur dan sifat, perubahan, dinamika, serta energitika zat yang melibatkan konsep dan aplikasi. Oleh karena itu, ilmu Kimia banyak melibatkan konsep-konsep dan pengembangan keterampilan analisis.

Melihat pentingnya pelajaran Kimia di sekolah, penerbit mencoba menghadirkan buku yang dapat menjadi media belajar yang baik bagi Anda. Sebuah buku yang akan memandu Anda untuk belajar Kimia dengan baik. Sebuah buku yang disusun dan dikembangkan untuk memberikan dasar-dasar pengetahuan, keterampilan, keahlian, dan pengalaman belajar yang bermanfaat bagi masa depan Anda.

Demikianlah persembahan dari penerbit untuk dunia pendidikan. Semoga buku ini dapat bermanfaat.

Bandung, Mei 2007

Penerbit

iv

Panduan untuk Pembaca

Cakupan materi pembelajaran pada buku ini disajikan secara sistematis, komunikatif, dan integratif. Di setiap awal bab dilengkapi gambar pembuka pelajaran, bertujuan memberikan gambaran materi pembelajaran yang akan dibahas, dan mengajarkan Anda konsep berpikir kontekstual dan logis sekaligus merangsang cara berpikir lebih dalam. Selain itu, buku ini juga ditata dengan format yang menarik dan didukung dengan foto dan ilustrasi yang representatif. Bahasa digunakan sesuai dengan tingkat kematangan emosional Anda sehingga Anda lebih mudah memahami konsep materinya.

Buku Mudah dan Aktif Belajar Kimia untuk SMA Kelas XI ini terdiri atas sepuluh bab, yaitu Struktur Atom; Sistem Periodik Unsur-Unsur; Ikatan Kimia; Rumus dan Persamaan Kimia; Hukum Dasar dan Perhitungan Kimia; Larutan Elektrolit dan Nonelektrolit; Reaksi Reduksi Oksidasi; Hidrokarbon; Minyak Bumi; dan Kimia Terapan. Untuk lebih jelasnya, perhatikan petunjuk untuk pembaca berikut.

(1) Judul Bab, disesuaikan dengan tema materi dalam bab. (2) Hasil yang harus Anda capai, tujuan umum yang harus Anda 4 capai pada bab yang Anda pelajari.

(3) Setelah mempelajari bab ini, Anda harus mampu,

kemampuan yang harus Anda kuasai setelah mempelajari bab.

(4) Gambar Pembuka Bab, disajikan untuk mengetahui contoh 1 manfaat dari materi yang akan dipelajari. 2 (5) Advanced Organizer, disajikan untuk menumbuhkan rasa

3 ingin tahu dari materi yang akan dipelajari dan mengarahkan Anda

untuk lebih fokus terhadap isi bab.

5 (6) Tes Kompetensi Awal, merupakan syarat yang harus Anda pahami sebelum memasuki materi pembelajaran.

(7) Materi Pembelajaran, disajikan secara sistematis, komunikatif, integratif, dan sesuai dengan perkembangan ilmu dan teknologi sehingga Anda dapat tertantang untuk belajar lebih jauh.

6 (8) Gambar dan Ilustrasi, sesuai dengan materi dalam bab yang

disajikan secara menarik dan mudah dipahami. 7 (9) Aktivitas Kimia, tugas yang diberikan kepada Anda berupa

analisis masalah atau kegiatan di laboratorium sehingga dapat 8 menumbuhkan semangat inovasi, kreativitas, dan berpikir kristis.

(10) Mahir Menjawab, merupakan sarana bagi Anda dalam

10 persiapan menghadapi Ujian Akhir dan SPMB sehingga 9 mempunyai nilai tambah. (11) Kegiatan Inkuiri, menguji pemahaman Anda secara terbuka

berdasarkan konsep yang telah Anda pelajari sehingga Anda tertarik untuk belajar lebih dalam. (12) Catatan, menyajikan informasi dan keterangan singkat secara bilingual berkaitan dengan konsep yang dipelajari.

(13) Kata Kunci, panduan Anda dalam mempelajari konsep materi. (14) Sekilas Kimia, berisi informasi menarik dan aplikatif berdasarkan

12 materi bab yang dipelajari sehingga dapat menumbuhkan semangat

11 bekerja keras dan belajar lebih jauh.

(15) Contoh, menyajikan contoh-contoh soal dengan jawaban yang kongkret dan jelas berkaitan dengan materi yang disajikan.

13 (16) Tes Kompetensi Subbab, menguji pemahaman Anda

terhadap materi dalam setiap subbab. (17) Rangkuman, merupakan ringkasan materi pembelajaran bab. (18) Peta Konsep, menggambarkan hubungan antarkonsep sehingga memudahkan Anda mempelajari materi dalam bab. (19) Refleksi, sebagai cermin diri bagi Anda setelah mempelajari

materi di akhir pembelajaran setiap bab. (20) Evaluasi Kompetensi Bab, merupakan penekanan terhadap

14 pemahaman konsep materi, berkaitan dengan materi dalam bab. 15 (21) Proyek Semester, disajikan agar Anda dapat menggali dan

memanfaatkan informasi, menyelesaikan masalah, dan membuat keputusan dalam kerja ilmiah. (22) Evaluasi Kompetensi Kimia Semester, disajikan untuk

evaluasi Anda setelah mempelajari semester yang bersangkutan. 23 (23) Evaluasi Kompetensi Kimia Akhir Tahun, disajikan untuk

evaluasi Anda setelah mempelajari seluruh bab.

Daftar Isi

Kata Sambutan • iii Kata Pengantar • iv Panduan untuk Pembaca • v

Bab 1 Struktur Atom • 1

A. Teori Atom Modern • 2

B. Bentuk Orbital • 8

C. Konfigurasi Elektron Atom Polielektron • 10

Bab 3

D. Tabel Periodik Unsur-Unsur • 18 Rangkuman • 21

Termokimia • 53

Peta Konsep • 22

A. Entalpi dan Perubahannya • 54 Refleksi • 22

B. Penentuan ' H Reaksi secara

Evaluasi Kompetensi Bab 1 • 23 Empirik • 59

C. Penentuan H Reaksi secara Semiempirik • 63

D. Kalor Bahan Bakar dan Sumber Energi • 69 Rangkuman • 73 Peta Konsep • 74 Refleksi • 74

Bab 2

Evaluasi Kompetensi Bab 3 • 75

Struktur dan Gaya Antarmolekul • 27

A. Struktur Molekul Dasar • 28

B. Teori Domain Elektron • 29

Bab 4

C. Teori Ikatan Valensi dan Hibridisasi • 34

Kecepatan Reaksi • 79

A. Kecepatan Reaksi • 80 Rangkuman • 48

D. Gaya Antarmolekul • 43

B. Faktor-Faktor yang Memengaruhi Peta Konsep • 49

Kecepatan Reaksi • 84 Refleksi • 49

C. Kecepatan Reaksi Evaluasi Kompetensi Bab 2 • 50

dan Tingkat Reaksi • 88

D. Teori Tumbukan dan Energi Pengaktifan • 91

E. Aplikasi Kecepatan Reaksi • 94 Rangkuman • 97 Peta Konsep • 98 Refleksi • 98 Evaluasi Kompetensi Bab 4 • 99

vi

Bab 5 Kesetimbangan Kimia • 103

A. Kesetimbangan Dinamis dan Tetapan Kesetimbangan • 104

B. Faktor-Faktor yang Memengaruhi Kesetimbangan • 109

C. Hubungan Kuantitatif Pereaksi

Bab 8

dan Hasil Reaksi • 114

D. Reaksi Kesetimbangan

Kesetimbangan Ion-Ion

di Industri Kimia • 122

dalam Larutan • 179

Rangkuman • 125 Peta Konsep • 126

A. Larutan Asam Basa • 180 Refleksi • 126

B. Hidrasi dan Hidrolisis Evaluasi Kompetensi Bab 5 • 127

Garam-Garam • 181 Proyek Semester 1 • 132

C. Larutan Penyangga • 187 Evaluasi Kompetensi Kimia

D. Kesetimbangan Kelarutan Semester 1 • 133

Garam Sukar Larut • 195 Rangkuman • 200 Peta Konsep • 201 Refleksi • 201

Bab 6

Evaluasi Kompetensi Bab 8 • 202

Asam Basa • 137

A. Asam Basa Arhenius • 138

B. Derajat Kekuatan Asam Basa • 140

Bab 9

C. Penentuan pH Asam Basa • 145

D. Asam Basa Bronsted-Lowry

Sistem Koloid • 205

dan Lewis • 151 Rangkuman • 156

A. Penggolongan dan Sifat-Sifat Peta Konsep • 157

Koloid • 206 Refleksi • 157

B. Kestabilan Koloid • 212 Evaluasi Kompetensi Bab 6 • 158

C. Pembuatan Koloid • 215 Rangkuman • 218 Peta Konsep • 219 Refleksi • 219

Bab 7 Evaluasi Kompetensi Bab 9 • 220

Proyek Semester 2 • 223

Stoikiometri Larutan dan

Evaluasi Kompetensi Kimia

Titrasi Asam Basa • 161 Semester 2 • 224

Evaluasi Kompetensi Kimia

A. Reaksi dalam Larutan • 162 Akhir Tahun • 227

B. Titrasi Asam Basa • 168 Rangkuman • 174 Peta Konsep • 175 Refleksi • 175 Evaluasi Kompetensi Bab 7 • 176

Apendiks 1 • 231 Apendiks 2 • 240 Senarai • 245 Indeks • 248 Daftar Pustaka • 250

vii vii

Bab

Sumber:www.bauerundguse.de Atom tidak dapat diidentifikasi melalui pengamatan secara langsung karena struktur

atom sangat kecil.

Struktur Atom

Hasil yang harus Anda capai:

memahami struktur atom untuk meramalkan sifat-sifat periodik unsur, struktur molekul, dan sifat-sifat senyawa.

Setelah mempelajari bab ini, Anda harus mampu:

menjelaskan teori atom Bohr dan mekanika kuantum untuk menuliskan konfigurasi elektron dan diagram orbital serta menentukan letak unsur dalam tabel periodik.

Hukum-hukum mekanika klasik seperti Hukum Newton dapat

A. Teori Atom Modern

menjelaskan materi berukuran makro dengan akurat. Akan tetapi, hukum

B. Bentuk Orbital

tersebut tidak mampu menjelaskan gejala yang ditimbulkan oleh materi berukuran mikro, seperti elektron, atom, atau molekul. Materi berukuran

C. Konfigurasi Elektron

mikro hanya dapat dijelaskan dengan teori mekanika kuantum.

Atom Polielektron

Teori atom berdasarkan mekanika kuantum dirumuskan oleh Werner

D. Sistem Periodik

Heisenberg dan Erwin Schrodinger. Selain itu, sumbangan pemikiran

Unsur-Unsur

terhadap teori ini diberikan juga oleh Paul Dirac, Max Born, dan Pauli. Keunggulan teori atom mekanika kuantum dapat menjelaskan materi berskala mikro seperti elektron dalam atom sehingga penyusunan (keberadaan) elektron dalam atom dapat digambarkan melalui penulisan konfigurasi elektron dan diagram orbital.

Bagaimanakah menuliskan konfigurasi elektron dan diagram orbital? Bagaimanakah menentukan letak unsur dalam sistem periodik? Anda akan mengetahui jawabannya setelah menyimak bab ini.

Tes Kompetensi Awal

1. Apakah yang Anda ketahui tentang teori atom Bohr?

2. Apakah yang Anda ketahui tentang teori mekanika kuantum?

3. Berdasarkan apakah penyusunan unsur-unsur dalam tabel periodik?

A. Teori Atom Modern

Teori atom Bohr cukup berhasil dalam menjelaskan gejala spektrum atom hidrogen, bahkan dapat menentukan jari-jari atom hidrogen dan tingkat energi atom hidrogen pada keadaan dasar berdasarkan postulat momentum sudut elektron. Seiring dengan perkembangan ilmu pengetahuan, ditemukan fakta-fakta baru yang menunjukkan adanya kelemahan pada teori atom Bohr. Oleh karena itu, dikembangkan teori atom mekanika kuantum.

Tingkat energi

1. Teori Atom Bohr

elekt ron n=4 n=3

Sebagaimana telah Anda ketahui, teori atom Bohr didasarkan pada

n=2

empat postulat sebagai berikut.

+ n=1

a. Elektron-elektron dalam mengelilingi inti atom berada pada tingkat- tingkat energi atau orbit tertentu. Tingkat-tingkat energi ini

4 1 dilambangkan dengan n=1, n=2, n=3, dan seterusnya. Bilangan bulat ini dinamakan bilangan kuantum (perhatikan Gambar 1.1).

b. Selama elektron berada pada tingkat energi tertentu, misalnya n=1, energi elektron tetap. Artinya, tidak ada energi yang diemisikan

Emisi Cahaya

(dipancarkan) maupun diserap.

c. Elektron dapat beralih dari satu tingkat energi ke tingkat energi

Gambar 1.1

lain disertai perubahan energi. Besarnya perubahan energi sesuai

Menurut Bohr, elektron berada pada tingkat energi tertentu.

dengan persamaan Planck, E=hv.

Jika elektron turun ke tingkat

d. Tingkat energi elektron yang dibolehkan memiliki momentum sudut

energi yang lebih rendah, akan disertai emisi cahaya dengan spketrum yang khas.

tertentu. Besar momentum sudut ini merupakan kelipatan dari atau , n adalah bilangan kuantum dan h tetapan Planck.

Lampu hidrogen

a. Peralihan Antartingkat Energi

celah Pelat film

Model atom Bohr dapat menerangkan spektrum atom hidrogen secara

sem p it

memuaskan. Menurut Bohr, cahaya akan diserap atau diemisikan dengan frekuensi tertentu (sesuai persamaan Planck) melalui peralihan elektron dari satu tingkat energi ke tingkat energi yang lain. Jika atom hidrogen

Prism a

menyerap energi dalam bentuk cahaya maka elektron akan beralih ke tingkat energi yang lebih tinggi. Sebaliknya, jika atom hidrogen mengemisikan cahaya maka elektron akan beralih ke tingkat energi yang

Sumber: Chemistry The Central Science, 2000

lebih rendah.

Gambar 1.2

Pada keadaan stabil, atom hidrogen memiliki energi terendah, yakni

Lampu hidrogen dialiri listrik

elektron berada pada tingkat energi dasar (n=1). Jika elektron menghuni

hingga menyala. Cahaya dari nyala lampu dilewatkan kepada prisma

n>1, dinamakan keadaan tereksitasi. Keadaan tereksitasi ini tidak stabil

melalui celah menghasilkan

dan terjadi jika atom hidrogen menyerap sejumlah energi.

spektrum garis yang dapat dideteksi

Atom hidrogen pada keadaan tereksitasi tidak stabil sehingga energi

dengan pelat film.

yang diserap akan diemisikan kembali menghasilkan garis-garis spektrum (perhatikan Gambar 1.2). Kemudian, elektron akan turun ke tingkat

2 Mudah dan Aktif Belajar Kimia untuk Kelas XI 2 Mudah dan Aktif Belajar Kimia untuk Kelas XI

⎛ 1 1 ⎞ Δ E=R ⎜ 2 − 2 ⎟

Keterangan: ΔE = Energi yang diemisikan atau diserap R = Tetapan Rydberg (2,178 × 10 –18 J)

n = Bilangan kuantum

Contoh 1.1

Peralihan Tingkat Energi Elektron Menurut Model Atom Bohr

Bagaimanakah peralihan tingkat energi elektron atom hidrogen dan energi yang terlibat pada keadaan dasar ke tingkat energi n=3 dan pada keadaan tereksitasi, dengan n=2 ke keadaan dasar?

Jawab

a. Atom hidrogen pada keadaan dasar memiliki n=1 (n 1 =1). Jika elektron beralih ke tingkat energi n=3 (n 2 =3) maka atom hidrogen menyerap energi:

M en yerap en erg i

E = 2,178 × 10 J ⎜ 1 −

b. Peralihan tingkat energi dari keadaan tereksitasi (n 1 =2) ke keadaan dasar (n 2 =1)

akan diemisikan energi (melepas energi):

M elep as en erg i

E = 2,178 × 10 J ⎜ − 1 ⎟

= –1,633 × 10 J Tanda negatif menyatakan energi dilepaskan.

b. Kelemahan Model Atom Bohr

Gagasan Bohr tentang pergerakan elektron mengitari inti atom seperti sistem tata surya membuat teori atom Bohr mudah dipahami dan dapat diterima pada waktu itu. Akan tetapi, teori atom Bohr memiliki beberapa kelemahan, di antaranya sebagai berikut.

1. Jika atom ditempatkan dalam medan magnet maka akan terbentuk

spektrum emisi yang rumit. Gejala ini disebut Akibat medan efek Zeeman

Tanpa medan

m agnet m agnet

(perhatikan Gambar 1.3).

2. Jika atom ditempatkan dalam medan listrik maka akan menghasilkan

n=2

spektrum halus yang rumit. Gejala ini disebut efek Strack.

ra

Pakar fisika Jerman, Sommerfeld menyarankan, disamping orbit

kt e

berbentuk lingkaran juga harus mencakup orbit berbentuk elips. Hasilnya,

Sp

efek Zeeman dapat dijelaskan dengan model tersebut, tetapi model atom

n=1

Bohr-Sommerfeld tidak mampu menjelaskan spektrum dari atom berelektron banyak.

Sepuluh tahun setelah teori Bohr lahir, muncul gagasan de Broglie Gambar 1.3 Spektrum atom hidrogen terurai tentang dualisme materi, disusul Heisenberg tentang ketidakpastian posisi dalam medan magnet (efek dan momentum partikel. Berdasarkan gagasan tersebut dan teori kuantum Zeem an). dari Planck, Schrodinger berhasil meletakkan dasar-dasar teori atom terkini, dinamakan teori atom mekanika kuantum.

Struktur Atom

2. Teori Atom Mekanika Kuantum

Kegagalan teori atom Bohr dalam menerangkan spektra atom hidrogen dalam medan magnet dan medan listrik, mendorong Erwin Schrodinger mengembangkan teori atom yang didasarkan pada prinsip- prinsip mekanika kuantum. Teori atom mekanika kuantum mirip dengan yang diajukan oleh model atom Bohr, yaitu atom memiliki inti bermuatan positif dikelilingi oleh elektron-elektron bermuatan negatif. Perbedaannya terletak pada posisi elektron dalam mengelilingi inti atom.

n=1

Gambar 1.4

Menurut Bohr, jarak elektron dari inti atom hidrogen adalah 0,529Å.

Menurut Bohr, keberadaan elektron-elektron dalam mengelilingi inti atom berada dalam orbit dengan jarak tertentu dari inti atom, yang disebut jari-jari atom (perhatikan Gambar 1.4). Menurut teori atom mekanika kuantum, posisi elektron dalam mengelilingi inti atom tidak dapat diketahui secara pasti sesuai prinsip ketidakpastian Heisenberg. Oleh karena itu, kebolehjadian (peluang) terbesar ditemukannya elektron berada pada orbit

Catatan Note atom tersebut. Dengan kata lain, orbital adalah daerah kebolehjadian

terbesar ditemukannya elektron dalam atom.

Prinsip ketidakpastian Heisenberg menyatakan bahwa posisi dan

Menurut model atom mekanika kuantum, gerakan elektron dalam

momentum suatu partikel tidak

mengelilingi inti atom memiliki sifat dualisme sebagaimana diajukan oleh

dapat diukur secara bersamaan.

de Broglie. Oleh karena gerakan elektron dalam mengelilingi inti memiliki

Ketika posisi diketahui pasti, momentumnya sudah berubah,

sifat seperti gelombang maka persamaan gerak elektron dalam mengelilingi

demikian juga sebaliknya.

inti harus terkait dengan fungsi gelombang. Dengan kata lain, energi

Heinsenberg uncert aint y principle

gerak (kinetik) elektron harus diungkapkan dalam bentuk persamaan

states that it is impossible to know

fungsi gelombang.

sim ultaneously both the m om entum and the position of a particle. When

Persamaan yang menyatakan gerakan elektron dalam mengelilingi

its position has been know n, the

inti atom dihubungkan dengan sifat dualisme materi yang diungkapkan

m om entum has changed, so it goes

dalam bentuk koordinat Cartesius. Persamaan ini dikenal sebagai

vice versa.

persamaan Schrodinger.

Dari persamaan Schrodinger ini dihasilkan tiga bilangan kuantum, yaitu bilangan kuantum utama (n), bilangan kuantum azimut(

A ), dan bilangan kuantum magnetik(m). Ketiga bilangan kuantum ini merupakan

bilangan bulat sederhana yang menunjukkan peluang adanya elektron di sekeliling inti atom. Penyelesaian persamaan Schrodinger menghasilkan tiga bilangan kuantum. Orbital diturunkan dari persamaan Schrodinger sehingga terdapat hubungan antara orbital dan ketiga bilangan kuantum tersebut.

a. Bilangan Kuantum Utama (n)

Bilangan kuantum utama (n) memiliki nilai n = 1, 2, 3, ..., n. Bilangan kuantum ini menyatakan tingkat energi utama elektron dan sebagai ukuran

4 Mudah dan Aktif Belajar Kimia untuk Kelas XI 4 Mudah dan Aktif Belajar Kimia untuk Kelas XI

Oleh karena peluang menemukan elektron dinyatakan dengan orbital maka dapat dikatakan bahwa orbital berada dalam tingkat-tingkat energi sesuai dengan bilangan kuantum utama (n). Pada setiap tingkat energi terdapat

Catatan Note

satu atau lebih bentuk orbital. Semua bentuk orbital ini membentuk kulit ( shell). Kulit adalah kumpulan bentuk orbital dalam bilangan kuantum utama yang sama.

Pada tingkat energi tertentu

Kulit-kulit ini diberi lambang mulai dari K, L, M, N, ..., dan seterusnya. terdapat daerah dengan peluang

terbesar ditemukannya elektron.

Hubungan bilangan kuantum utama dengan lambang kulit sebagai berikut.

Daerah ini dinamakan kulit ( shell ).

Di dalam kulit terdapat ruang-

Bilangan kuantum utama (n) 1 2 3 4 ...

ruang dengan bentuk tertentu. Bentuk ini dinamakan subkulit.

Lambang kulit

K L M N ...

Di dalam subkulit terdapat tempat elektron berada. Tempat

Jumlah orbital dalam setiap kulit sama dengan n 2 , n adalah bilangan

ini dinamakan orbital.

kuantum utama.

On certain energy level, there is area w here the probability that

Contoh:

the electron can be found . The

Berapa jumlah orbital pada kulit L?

area is called shell.

Penyelesaian: Inside the shell, there are spaces

w ith a particular shape w hich is

Jumlah orbital dalam kulit L (n=2) adalah 2 2 =4.

nam ed subshell.

Inside the subshell, there are orbitals w here electrons can be

b. Bilangan Kuantum Azimut ( A )

found.

Bilangan kuantum azimut disebut juga bilangan kuantum momentum sudut, dilambangkan dengan

A. Bilangan kuantum azimut menentukan bentuk orbital.

Nilai bilangan kuantum azimut adalah A= n–1. Oleh karena nilai n merupakan bilangan bulat dan terkecil sama dengan satu maka harga A juga merupakan deret bilangan bulat 0, 1, 2, …, (n–1). Jadi, untuk n=1 hanya ada satu harga bilangan kuantum azimut, yaitu 0. Berarti, pada kulit K (n=1) hanya terdapat satu bentuk orbital. Untuk n=2 ada dua harga bilangan kuantum azimut, yaitu 0 dan 1. Artinya, pada kulit L (n=2) terdapat dua bentuk orbital, yaitu orbital yang memiliki nilai A=0 dan orbital yang memiliki nilai A=1.

Tabel 1.1 Bilangan Kuantum Azimut pada Kulit Atom

n Kulit

0 (s)

Kata Kunci

0 (s), 1 (p)

0 (s), 1(p), 2(d)

Pada pembahasan sebelumnya, dinyatakan bahwa bentuk-bentuk orbital yang memiliki bilangan kuantum utama sama membentuk kulit. Bentuk orbital dengan bilangan kuantum azimut sama dinamakan subkulit. Jadi, bilangan kuantum azimut dapat juga menunjukkan jumlah subkulit dalam setiap kulit. Masing-masing subkulit diberi lambang dengan s, p, d,

f, …, dan seterusnya. Hubungan subkulit dengan lambangnya adalah sebagai berikut.

Struktur Atom

Bilangan kuantum azimut ( A ) 0 1 2 3 ...

Lambang subkulit

p d f ...

Contoh: Pada kulit K (n=1), nilai memiliki harga 0 maka pada kulit K hanya ada satu subkulit atau satu bentuk orbital, yaitu orbital s. Pada kulit L (n=2), nilai memiliki harga 0 dan 1 maka pada kulit L ada dua subkulit, yaitu orbital s dan orbital p (jumlahnya lebih dari satu).

c. Bilangan Kuantum Magnetik (m)

Bilangan kuantum magnetik disebut juga bilangan kuantum orientasi sebab bilangan kuantum ini menunjukkan orientasi (arah orbital) dalam ruang atau orientasi subkulit dalam kulit. Nilai bilangan kuantum magnetik berupa deret bilangan bulat dari –m melalui nol sampai +m. Untuk A=1, nilai m=0, ±l. Jadi, nilai bilangan kuantum magnetik untuk A=1 adalah –l melalui 0 sampai +l.

Contoh: Untuk =1, nilai bilangan kuantum magnetik, m=0, ± 1, atau m= –1, 0, +1. Untuk =2, nilai bilangan kuantum magnetik adalah m= 0, ± 1, ± 2, atau m= –2, –1, 0, +1, +2.

Subkulit-s (

A =0) memiliki harga m=0, artinya subkulit-s hanya

memiliki satu buah orbital. Oleh karena m=0, orbital-s tidak memiliki orientasi dalam ruang sehingga bentuk orbital-s dikukuhkan berupa bola yang simetris.

Subkulit-p ( A=1) memiliki nilai m= –1, 0, +1. Artinya, subkulit-p memiliki tiga buah orientasi dalam ruang (3 orbital), yaitu orientasi pada sumbu-x dinamakan orbital p x , orientasi pada sumbu-y dinamakan orbital p y , dan orientasi pada sumbu-z dinamakan orbital p z .

Subkulit-d (

A=2) memiliki harga m= –2, –1, 0, +1, +2. Artinya,

Gambar 1.5

subkulit-d memiliki lima buah orientasi dalam ruang (5 orbital), yaitu pada

Orientasi orbital pada sumbu y

koordinat Cartesius

bidang-xy dinamakan orbital d xy , pada bidang-xz dinamakan orbital d xz , pada bidang-yz dinamakan orbital d yz , pada sumbu x 2 –y 2 dinamakan orbital

d x 2 − y 2 , dan orientasi pada sumbu z 2 dinamakan orbital d z 2 . Contoh orientasi

orbital dapat dilihat pada Gambar 1.5.

Contoh 1.2

Menentukan Jumlah Orbital

Tentukan nilai n, A , dan m dalam kulit M? Berapakah jumlah orbital dalam kulit

tersebut?

Jawab:

Kulit M berada pada tingkat energi ke-3 sehingga: n=3,

A = 0, 1, 2. Pada A =0, nilai m= 0. Jadi, hanya ada 1 orbital-s

Pada A =1, nilai m= –1, 0, +1. Jadi, ada 3 orbital -p, yakni p x ,p y ,p z . Pada A = , nilai m= –2, –1, 0, +1, +2. Jadi, ada 5 orbital-d, yakni d xy ,d xz ,d yz , d ,

dan d z 2 .

Jadi, dalam kulit M terdapat 9 orbital. Hal ini sesuai dengan rumus n 2 , yaitu 3 2 = 9.

6 Mudah dan Aktif Belajar Kimia untuk Kelas XI 6 Mudah dan Aktif Belajar Kimia untuk Kelas XI

Di samping bilangan kuantum n,

A, dan m, masih terdapat satu

bilangan kuantum lain. Bilangan kuantum ini dinamakan bilangan kuantum spin, dilambangkan dengan s. Bilangan kuantum ini ditemukan dari hasil pengamatan radiasi uap perak yang dilewatkan melalui medan magnet, oleh Otto Stern dan W. Gerlach.

Pada medan magnet, berkas cahaya dari uap atom perak terurai menjadi dua berkas. Satu berkas membelok ke kutub utara magnet dan

Uap atom

satu berkas lagi ke kutub selatan magnet (perhatikan Gambar 1.6). bertekanan Berdasarkan pengamatan tersebut, disimpulkan bahwa atom-atom perak

Celah

memiliki sifat magnet. Pengamatan terhadap atom-atom unsur lain, seperti atom Li, Na, Cu, dan Au selalu menghasilkan gejala yang serupa. Atom-atom tersebut

Berkas uap

memiliki jumlah elektron ganjil. Munculnya sifat magnet dari berkas uap

atom perak

atom disebabkan oleh spin atau putaran elektron pada porosnya.

(Ag)

Berdasarkan percobaan Stern-Gerlach, dapat disimpulkan bahwa ada dua macam spin elektron yang berlawanan arah dan saling meniadakan.

Magnet

Pelat film

Pada atom yang jumlah elektronnya ganjil, terdapat sebuah elektron yang Sumber: Chemistry The Central Science, 2000 spinnya tidak ada yang meniadakan. Akibatnya, atom tersebut memiliki

medan magnet. Gambar 1.6

Penguraian berkas uap atom perak

Spin elektron dinyatakan dengan bilangan kuantum spin. Bilangan (percobaan Stern-Gerlach)

kuantum ini memiliki dua harga yang berlawanan tanda, yaitu + dan

– 1 . Tanda (+) menunjukkan putaran searah jarum jam dan tanda (–)

arah sebaliknya (perhatikan Gambar 1.7). Adapun harga , menyatakan

fraksi elektron.

Gambar 1.7

Spin elektron dengan arah

berlaw anan

s=+ s=–

Kegiatan Inkuiri

Diskusikanlah dengan teman Anda, apakah yang dimaksud dengan kulit, subkulit, dan orbital?

Tes Kompetensi Subbab A

Kerjakanlah di dalam buku latihan.

1. Berapakah energi (joule) yang diperlukan untuk 6. Jelaskan kembali apa yang dimaksud dengan bilangan mengeksitasi elektron dari tingkat energi ke-1 ke

kuantum utama, bilangan kuantum azimut, dan tingkat energi ke-4?

bilangan kuantum magnetik.

2. Tuliskan kelemahan teori atom Bohr.

7. Berapakah jumlah orbital yang terdapat dalam subkulit

3. Apakah yang dimaksud dengan spektrum yang lebih

s, p, d, dan f?

halus?

8. Berapakah jumlah orbital yang terdapat dalam kulit K,

4. Apakah yang disarankan oleh Sommerfeld? Bagaimana

L, M, dan N?

saran Sommerfeld dapat menjelaskan spektrum halus?

9. Apakah yang dimaksud dengan bilangan kuantum

5. Apakah yang dimaksud dengan atom berelektron spin? Apakah bilangan kuantum ini dihasilkan dari banyak? Apakah atom hidrogen tergolong atom

penyelesaian persamaan Schrodinger? berelektron banyak?

Struktur Atom

B. Bentuk Orbital

Bentuk orbital ditentukan oleh bilangan kuantum azimut. Bilangan kuantum ini diperoleh dari suatu persamaan matematika yang mengandung trigonometri (sinus dan cosinus). Akibatnya, bentuk orbital ditentukan oleh bentuk trigonometri dalam ruang.

1. Orbital-s

Orbital-s memiliki bilangan kuantum azimut, A= 0 dan m= 0. Oleh

Peluang t erbesar

karena nilai m sesungguhnya suatu tetapan (tidak mengandung

keberadaan elekt ron

trigonometri) maka orbital-s tidak memiliki orientasi dalam ruang sehingga

dalam atom

Inti atom

orbital-s ditetapkan berupa bola simetris di sekeliling inti. Permukaan bola menyatakan peluang terbesar ditemukannya elektron dalam orbital-s. Hal ini bukan berarti semua elektron dalam orbital-s berada di permukaan bola, tetapi pada permukaan bola itu peluangnya tertinggi ( ≈ 99,99%), sisanya bolehjadi tersebar di dalam bola, lihat Gambar 1.8.

2. Orbital-p

Orbital-p memiliki bilangan kuantum azimut, A= 1 dan m= 0, ±l. Oleh karena itu, orbital-p memiliki tiga orientasi dalam ruang sesuai dengan bilangan kuantum magnetiknya. Oleh karena nilai m

Gambar 1.8

sesungguhnya mengandung sinus maka bentuk orbital-p menyerupai

Peluang keberadaan elektron dalam

bentuk sinus dalam ruang, seperti ditunjukkan pada Gambar 1.9.

atom. Peluang terbesar ( ≈ 99,99%) Ketiga orbital-p memiliki bentuk yang sama, tetapi berbeda dalam

berada pada permukaan bola.

orientasinya. Orbital-p x memiliki orientasi ruang pada sumbu-x, orbital-p y memiliki orientasi pada sumbu-y, dan orbital-p z memiliki orientasi pada sumbu-z. Makna dari bentuk orbital-p adalah peluang terbesar ditemukannya elektron dalam ruang berada di sekitar sumbu x, y, dan z.

zz

Adapun pada bidang xy, xz, dan yz, peluangnya terkecil.

yyy

3. Orbital-d

xx

A = 2 dan m = 0, ±1, ±2. Akibatnya, terdapat lima orbital-d yang melibatkan sumbu dan bidang,

Orbital-d memiliki bilangan kuantum azimut

Pz Px

Py

sesuai dengan jumlah bilangan kuantum magnetiknya. Orbital-d terdiri

Sumber: Chemistry The Central Science, 2000

z 2 d xy , orbital- d yz Gambar 1.9 , dan orbital-

atas orbital- d , orbital- xz , orbital- d

d x 2 (perhatikan Gambar 1.10).

Kumpulan orbital p dengan

berbagai orientasi

Kumpulan orbital d dengan berbagai orientasi

Sumber: Chemistry The Central Science, 2000

8 Mudah dan Aktif Belajar Kimia untuk Kelas XI

Orbital d xy ,d xz ,d yz , dan d x 2 − y 2 memiliki bentuk yang sama, tetapi

orientasi dalam ruang berbeda. Orientasi orbital-d xy berada dalam bidang xy, demikian juga orientasi orbital-orbital lainnya sesuai dengan tandanya.

Orbital d x 2 − y 2 memiliki orientasi pada sumbu x dan sumbu y. Adapun orbital d z 2 memiliki bentuk berbeda dari keempat orbital yang lain.

Orientasi orbital ini berada pada sumbu z dan terdapat “donat” kecil pada bidang-xy. Makna dari orbital-d adalah, pada daerah-daerah sesuai

tanda dalam orbital (xy, xz, yz, x 2 –y 2 ,z 2 ) menunjukkan peluang terbesar

ditemukannya elektron, sedangkan pada simpul-simpul di luar bidang memiliki peluang paling kecil.

Bentuk orbital-f dan yang lebih tinggi dapat dihitung secara matematika, tetapi sukar untuk digambarkan atau diungkapkan keboleh- jadiannya sebagaimana orbital-s, p, dan d.

Kesimpulan umum dari hasil penyelesaian persamaan Schrodinger dapat dirangkum sebagai berikut.

Setiap orbital dicirikan oleh tiga bilangan kuantum n, , dan m yang memiliki ukuran, bentuk, dan orientasi tertentu dalam ruang kebolehjadian. Elektron-elektron yang menghuni orbital memiliki spin

Mahir Menjawab

berlawanan sesuai temuan Stern-Gerlach.

Nomor atom S=16. Jadi, konfigurasi ion sulfida, S 2– adalah ....

Secara lengkap, peluang keberadaan elektron dalam atom dapat

2 2s A. 1s 2 2p 6 3s 2 3p 2

2 2s B. 1s 2 2p Anda lihat pada Tabel 1.2. 6 3s 2 3p 4 2 2s C. 1s 2 2p 6 3s 2 3p 6

Tabel 1.2 Bilangan Kuantum dan Orbital Atom

2 2s D. 1s 2 2p 6 3s 2 3p 4 3d 2 E. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 4s 2

Jumlah Maksimum

Konfigurasi elekt ron S = 1s 2 2s 2 2p 1 6 16 3s 1 2 3p 4 , ion S 2- adalah

1 0 0 1s

+ 2 ,– 2 2 2 atom S yang telah memperoleh 2

2s

1 1 0 elektron. Elektron tambahan ini 0 + ,– 2

2 2 2 8 akan mengisi orbital dengan

2p

+ 1 2 tingkat energi terendah yaitu 3p. ,– 1 2 6

Jadi, konfigurasi elekron

Kegiatan Inkuiri

Di Kelas X, Anda telah belajar menuliskan konfigurasi elektron seperti: 2 8 18 32. Jika pada atom Cl elektron tidak maksimum, Anda tuliskan konfigurasi elektronnya Cl: 2 8 8 7, tidak Cl: 2 8 15. Bagaimanakah hal ini dapat dijelaskan dengan teori mekanika kuantum?

Struktur Atom

Contoh 1.3

Menentukan Bilangan Kuantum

Di antara set bilangan kuantum berikut, manakah set bilangan kuantum yang diizinkan?

a. n= 4,

A = 4,

A = 2,

A = 0,

a. Terlarang sebab untuk n = 4 maka nilai A yang dibolehkan adalah n – 1 atau A = 3.

b. Terlarang sebab untuk A = 2 maka nilai m yang mungkin adalah –2, –1, 0, +1, +2.

c. Diizinkan sebab untuk n = 1 maka nilai A = 0.

Tes Kompetensi Subbab B

Kerjakanlah di dalam buku latihan.

1. Mengapa orbital-s berbentuk seperti bola? Pada daerah 1

A 2 orbital-s?

m = +3, s= + mana peluang terbesar ditemukannya elektron dalam

A = 3,

m = –3, s= –

2. Orbital-p memiliki bentuk bola terpilin. Berapakah 2 1 peluang menemukan elektron di titik pusat sumbu?

(c) n= 5,

A = 4,

m = 0, s= +

3. Pada orbital-d , bagaimana peluang ditemukannya 2

5. Suatu atom memiliki elektron terluar dalam orbital 3p. elektron dalam bidang xz, dan bagaimana peluang di

xz

Bagaimanakah bilangan kuantumnya (n, luar bidang itu?

A , m)?

6. Dapatkah Anda mengetahui posisi atau orientasi

4. Pilih set bilangan kuantum yang diizinkan untuk elektron dalam orbital 3p pada soal nomor 5? Pada elektron dalam atom:

orbital manakah atau pada nilai m berapa? Jelaskan.

C. Konfigurasi Elektron Atom Polielektron

Persamaan Schrodinger hanya dapat diterapkan secara eksak untuk atom berelektron tunggal seperti hidrogen, sedangkan pada atom berelektron banyak tidak dapat diselesaikan. Kesulitan utama pada atom berelektron banyak adalah bertambahnya jumlah elektron sehingga menimbulkan tarik- menarik antara elektron-inti dan tolak-menolak antara elektron-elektron semakin rumit. Oleh karena itu, untuk atom berlektron banyak digunakan metode pendekatan berdasarkan hasil penelitian dan teori para ahli.

1. Tingkat Energi Orbital

Pada atom berelektron banyak, setiap orbital ditandai oleh bilangan kuantum n,

A, m, dan s. Bilangan kuantum ini memiliki arti sama dengan yang dibahas sebelumnya. Perbedaannya terletak pada jarak orbital dari

inti. Pada atom hidrogen, setiap orbital dengan nilai bilangan kuantum utama sama memiliki tingkat-tingkat energi sama atau terdegenerasi. Misalnya, orbital 2s dan 2p memiliki tingkat energi yang sama. Demikian pula untuk orbital 3s, 3p, dan 3d.

10 Mudah dan Aktif Belajar Kimia untuk Kelas XI

Pada atom berelektron banyak, orbital-orbital dengan nilai bilangan kuantum utama sama memiliki tingkat energi yang sedikit berbeda. Misalnya, orbital 2s dan 2p memiliki tingkat energi berbeda, yaitu energi orbital 2p lebih tinggi. Perbedaan tingkat energi elektron pada atom hidrogen dan atom berelektron banyak ditunjukkan pada Gambar 1.11.

Diagram tingkat energi orbital g ka

(a) Atom hidrogen. Tingkat energi n

1s

1s

orbital atom mengalami Ti

degenerasi. (a)

(b)

(b) Atom berelektron banyak

Perbedaan tingkat energi ini disebabkan oleh elektron yang berada pada kulit dalam menghalangi elektron-elektron pada kulit bagian luar. Sebagai contoh, elektron pada orbital 1s akan tolak-menolak dengan elektron pada orbital-2s dan 2p sehingga orbital-2s dan 2p tidak lagi sejajar

Kata Kunci

(terdegenerasi) seperti pada atom hidrogen. Hal ini menyebabkan

Distribusi elektron

elektron-elektron dalam orbital-2s memiliki peluang lebih besar ditemukan

Menulis konfigurasi elektron

di dekat inti daripada orbital-2p (orbital-2s lebih dekat dengan inti).

2. Distribusi Elektron dalam Atom

Kulit terdiri atas subkulit yang berisi orbital-orbital dengan bilangan kuantum utama yang sama. Jumlah orbital dalam setiap kulit dinyatakan dengan rumus n 2 dan jumlah maksimum elektron yang dapat menempati

Catatan Note

setiap kulit dinyatakan dengan rumus 2n 2 .

Contoh:

Hasil penyelesaian persamaan Schrodinger pada atom hidrogen

Berapa jumlah orbital dan jumlah maksimum elektron dalam kulit M?

menunjukkan orbital-orbital yang

Penyelesaian:

terdegenerasi (orbital dalam kulit

Kulit M memiliki bilangan kuantum, n = 3 maka jumlah orbital dalam yang sama memiliki energi yang

sama).

kulit M adalah 3 2 = 9 orbital dan jumlah maksimum elektronnya sebanyak 2(3) The conclusion of Schrodinger 2 = 18 elektron

equat ion in at om hydrogen show s

Subkulit terdiri atas orbital-orbital yang memiliki bilangan kuantum degenerated orbitals (orbitals in the

sam e shell have the sam e energy).

azimut yang sama. Jumlah orbital, dalam setiap subkulit dinyatakan dengan rumus (2

A + 1). Oleh karena setiap orbital maksimum dihuni oleh dua elektron maka jumlah elektron dalam setiap subkulit dinyatakan

dengan rumus 2(2

A + 1).

Contoh: Berapa jumlah orbital dalam subkulit-p dan berapa jumlah elektron dalam subkulit itu? Penyelesaian: Subkulit p memiliki harga = 1 maka jumlah orbitalnya sama dengan {2(1) + 1} = 3 orbital. Sebaran elektron dalam subkulit-p adalah 2{2(1) + 1} = 6 elektron.

Struktur Atom

Catatan Note

Kegiatan Inkuiri

Temukan hubungan antara rumus (2 A + 1) dan bilangan kuantum magnetik

Pada atom-atom berelektron

banyak, orbital dalam kulit yang

m = 0, ± A . Diskusikan dengan teman Anda.

sama tidak mengalami degenerasi. In atom s w ith m any electrons,

Bagaimana sebaran orbital dan sebaran elektron dalam setiap tingkat

orbitals on the sam e subshell are

energi? Untuk mengetahui masalah ini, simak contoh soal berikut.

not degenerated.

Contoh 1.4

Menentukan Sebaran Elektron dalam Kulit

Berapa jumlah orbital dan jumlah maksimum elektron yang menghuni tingkat energi ke-3 (kulit M)? Bagaimana sebaran orbital dalam setiap subkulit dan sebaran elektronnya pada tingkat energi itu?

Jawab

a. Jumlah orbital pada kulit M (n= 3) dihitung dengan rumus n 2 . Jadi, pada kulit M

ada 9 orbital.

b. Jumlah maksimum elektron yang dapat menghuni kulit M sebanyak 2n 2 = 18

elektron.

c. Sebaran orbital dalam setiap subkulit pada n= 3 dihitung dari rumus (2 A + 1). Untuk n= 3, nilai A = n–1 = 0, 1, 2. Oleh karena ada 3 subkulit, sebaran orbital

dalam tiap subkulit adalah sebagai berikut. [2(0) + 1)] = 1 [2(1) + 1)] = 3 [2(2) + 1)] = 5

Pada subkulit s ( A =0) terdapat 1 orbital-s Pada subkulit p ( A =1) terdapat 3 orbital-p

Pada subkulit d ( A =2) terdapat 5 orbital-d

d. Sebaran elektron yang menghuni tiap-tiap subkulit ditentukan dari rumus 2(2 A + 1),

yaitu: 2(2(0) + 1) = 2 elektron 2(2(1) + 1) = 6 elektron 2(2(2) + 1) = 10 elektron

Jadi, orbital-s ( A = 0) maksimum ditempati oleh 2 elektron, orbital-p ( A = 1) maksimum ditempati oleh 6 elektron, dan orbital-d ( A = 2) maksimum ditempati oleh 10 elektron.

3. Aturan dalam Konfigurasi Elektron

Penulisan konfigurasi elektron untuk atom berelektron banyak didasarkan pada aturan aufbau, aturan Hund, dan prinsip larangan Pauli. Untuk menentukan jumlah elektron dalam atom, perlu diketahui nomor atom unsur bersangkutan.

a. Aturan M embangun (Aufbau)

Aturan pengisian elektron ke dalam orbital-orbital dikenal dengan prinsip Aufbau (bahasa Jerman, artinya membangun). Menurut aturan ini, elektron dalam atom harus memiliki energi terendah, artinya elektron harus

terlebih dahulu menghuni orbital dengan energi terendah (lihat diagram

Gambar 1.12

Diagram tingkat energi orbital

tingkat energi orbital pada Gambar 1.12).

12 Mudah dan Aktif Belajar Kimia untuk Kelas XI

Tingkat energi elektron ditentukan oleh bilangan kuantum utama.

Sekilas

Bilangan kuantum utama dengan n = 1 merupakan tingkat energi paling

Kimia

rendah, kemudian meningkat ke tingkat energi yang lebih tinggi, yaitu n = 2, n = 3, dan seterusnya. Jadi, urutan kenaikan tingkat energi elektron

Wolfgang Pauli

adalah (n = 1) < (n = 2) < (n =3) < … < (n = n).

Setelah tingkat energi elektron diurutkan berdasarkan bilangan kuantum utama, kemudian diurutkan lagi berdasarkan bilangan kuantum azimut sebab orbital-orbital dalam atom berelektron banyak tidak terdegenerasi. Berdasarkan bilangan kuantum azimut, tingkat energi terendah adalah orbital dengan bilangan kuantum azimut terkecil atau

A= 0. Jadi, urutan tingkat energinya adalah s < p < d < f < [ A = (n–1)]. Terdapat aturan tambahan, yaitu aturan (n+ A). Menurut aturan ini,

untuk nilai (n+

A) sama, orbital yang memiliki energi lebih rendah adalah orbital dengan bilangan kuantum utama lebih kecil, contoh: 2p (2+1 = 3)

< 3s (3+0 =3), 3p (3+1 = 4) < 4s (4+0 =4), dan seterusnya. Jika nilai (n+

A) berbeda maka orbital yang memiliki energi lebih rendah adalah orbital dengan jumlah (n+

A) lebih kecil, contoh: 4s (4+0 = 4) < 3d

(3+2 =5). Dengan mengacu pada aturan aufbau maka urutan kenaikan tingkat energi elektron-elektron dalam orbital adalah sebagai berikut.

Sumber: www. th. physik.uni-frankfurt.

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < …

Pauli adalah seorang ahli teori. Menggunakan hasil observasi

b. Aturan Hund

ilmuwan lain, dia menemukan spin elektron dan mengemukakan asas

Aturan Hund disusun berdasarkan data spektroskopi atom. Aturan

larangan Pauli. Hal ini membawanya

ini menyatakan sebagai berikut.

memenangkan hadiah Nobel di bidang Fisika pada 1945.

1. Pengisian elektron ke dalam orbital-orbital yang tingkat energinya sama,

Lahir pada 1900, Pauli hidup

misalnya ketiga orbital-p atau kelima orbital-d. Oleh karena itu,

sampai pada 1958 dan membuat

elektron-elektron tidak berpasangan sebelum semua orbital dihuni.

penemuan terkenal pada usia 25 t ahun.

2. Elektron-elektron yang menghuni orbital-orbital dengan tingkat energi sama, misalnya orbital p Sumber:Chemistry The Molecular Science, 1997.

z ,p x ,p y . Oleh karena itu, energi paling

rendah dicapai jika spin elektron searah.

c. Prinsip Larangan Pauli

Menurut Wolfgang Pauli, elektron-elektron tidak boleh memiliki empat bilangan kuantum yang sama. Aturan ini disebut Prinsip larangan Pauli. Makna dari larangan Pauli adalah jika elektron-elektron memiliki ketiga bilangan kuantum (n,

A, m) sama maka elektron-elektron tersebut

tidak boleh berada dalam orbital yang sama pada waktu bersamaan. Akibatnya, setiap orbital hanya dapat dihuni maksimum dua elektron dan arah spinnya harus berlawanan.

Sebagai konsekuensi dari larangan Pauli maka jumlah elektron yang dapat menghuni subkulit s, p, d, f, …, dan seterusnya berturut-turut adalah Salah

2, 6, 10, 14, ..., dan seterusnya. Hal ini sesuai dengan rumus: 2(2

A + 1).

Benar

4. Penulisan Konfigurasi Elektron

Untuk menuliskan konfigurasi elektron, bayangkan bahwa inti atom

Salah

memiliki tingkat-tingkat energi, dan setiap tingkat energi memiliki orbital-

orbital yang masih kosong. Kemudian, elektron-elektron ditempatkan Gambar 1.13

pada orbital-orbital sesuai dengan urutan tingkat energinya (aturan Penulisan konfigurasi elektron Aufbau), dan tingkat energi paling rendah diisi terlebih dahulu.

menurut aturan Hund

Struktur Atom

Pengisian orbital dengan tingkat energi sama, seperti p x ,p y ,p z , diusahakan tidak berpasangan sesuai aturan Hund, tempatnya boleh di mana saja, p x ,p y , atau p z . Jika setelah masing-masing orbital dihuni oleh satu elektron masih ada elektron lain maka elektron ditambahkan untuk membentuk pasangan dengan spin berlawanan. Dalam setiap orbital maksimum dihuni oleh dua elektron, sesuai aturan Pauli (perhatikan Gambar 1.13).

Penulisan konfigurasi elektron dapat diringkas sebab dalam kimia yang penting adalah konfigurasi elektron pada kulit terluar atau elektron valensi. Contoh konfigurasi elektron atom natrium dapat ditulis sebagai:

11 Na: [Ne] 3s 1 . Lambang [Ne] menggantikan penulisan konfigurasi

elektron bagian dalam ( Ne: 1s 2 2s 2 2p 10 6 ).

Contoh 1.5

Catatan Note

Penulisan Konfigurasi Elektron Poliatomik

Tuliskan konfigurasi elektron (biasa dan ringkas) atom periode ke-3 ( 11 Na, 12 Mg, 13 Al,

14 Si, 15 P, 16 S, n Cl)? m s 17

Prinsip aufbau: elektron harus menghuni orbital atom dengan energi terendah dulu,

2 2 yaitu 1s 2s 2p 3s 3p 4s … dan seterusnya.

Prinsip Pauli: setiap orbital maksimum dihuni oleh dua elektron dengan spin berlawanan.

2 2 Prinsip Hund: pengisian elektron dalam orbital yang tingkat energinya sama, tidak

berpasangan dulu sebelum semua orbital dihuni dulu.

2 2 Dengan demikian, konfigurasi elektron atom poliatomik dapat dituliskan sebagai

Jika dua elektron menghuni orbital,

berikut.

misalnya 2p 2 (n, , m sama), bilangan

Na = 1s x 2 A 11 2s 2 2p 6 3s 1 11 Na = [Ne] 3s 1

kuantum spinnya harus berbeda,

12 Mg = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 12 Mg = [Ne] 3s 1 2 1

yakni + atau – . Secara visual

Al = 1s 2 2s 2 2p 6 2 3p 1 Al = [Ne] 3s 13 2 3s 3p 1

2 2 dapat digambarkan sebagai anak

Si = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 14 13 14 Si = [Ne] 3s 2 3p 2

panah yang berlawanan.

P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 P = [Ne] 3s 2 3p 15 3

S = 1s 2 2 16 15 2s 2p 6 3s 2 3p 4 16 S = [Ne] 3s 2 3p 4

17 Cl = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 Cl = [Ne] 3s 17 2 3p 5

If tw o electrons are settled on certain orbitals, for exam ple 2p 2 x (w ith the

Beberapa konfigurasi elektron atom dengan nomor atom 1 sampai

sam e n, A , m ), the spin quantum num ber has to be different, w hich is

nomor atom 20 ditunjukkan pada tabel berikut.

1 1 + 2 or – 2 . It can be visualized as

Tabel 1.3 Beberapa Konfigurasi Elektron (Z=1–20)

different direction arrow .

Z Unsur

Konfigurasi

Z Unsur

[Ar] 4s 1

10 Ne

1s 2 2s 2 2p 6 20 Ca [Ar] 4s 2

14 Mudah dan Aktif Belajar Kimia untuk Kelas XI 14 Mudah dan Aktif Belajar Kimia untuk Kelas XI

Berdasarkan konfigurasi elektron, Anda dapat menentukan bilangan kuantum suatu elektron. Contoh: atom oksigen memiliki 8 elektron,

konfigurasi elektron atom oksigen adalah O: 1s 2 8 2s 2 2p 4 atau diuraikan

sebagai berikut.

1) 1s 2 2s 2 2p 2 x 1 2p 1 y 2p z ;

2) 1s 2 2s 2 2p 1 2 x 1 2p y 2p z ;

3) 1s 2 2s 2 2p 1 1 x 2 2p y 2p z . Ketiga penulisan konfigurasi tersebut benar sebab atom terakhir dapat berpasangan di mana saja dalam orbital 2p. Mengapa? Pada subkulit p, terdapat tiga orbital dengan tingkat energi sama (p x =p y =p z ) sehingga kita tidak dapat menentukan secara pasti pada orbital mana elektron berpasangan. Dengan kata lain, kebolehjadian pasangan elektron dalam ketiga orbital-p adalah sama.

Akibat dari peluang yang sama dalam menemukan elektron pada suatu orbital maka Anda tidak dapat menentukan bilangan kuantum magnetiknya. Pada contoh tersebut, elektron terakhir dari atom oksigen memiliki bilangan kuantum sebagai berikut.

1) Bilangan kuantum utama, n= 2

2) Bilangan kuantum azimut, A =1

3) Bilangan kuantum spin, s= –

4) Bilangan kuantum magnetik, m= –1, +1, atau 0? (tidak pasti, semua orbital memiliki peluang yang sama untuk dihuni). Dengan demikian, pada kasus atom oksigen terdapat ketidakpastian

Kata Kunci

dalam bilangan kuantum magnetik atau momentum sudut. Kasus tersebut benar-benar membuktikan bahwa keberadaan

Keberadaan elektron

elektron-elektron di dalam atom tidak dapat diketahui secara pasti, yang

Momentum spin

Posisi elektron

paling mungkin hanyalah peluang menemukan elektron pada daerah tertentu di dalam ruang, sedangkan posisi pastinya tidak dapat diketahui.

Contoh 1.6

Ketidakpastian Momentum Elektron dalam Atom

Tuliskan konfigurasi elektron dari atom 12 Mg. Tentukan bilangan kuantum elektron

terakhirnya dan bilangan kuantum manakah yang tidak pasti?

Jawab:

Mg = [Ne] 3s 12 2 Elektron terakhir menghuni orbital 3s. Jadi, bilangan kuantumnya adalah bilangan

kuantum utama (n = 3), bilangan kuatum azimut (

A = 0), bilangan kuantum magnetik

(m = 0), dan bilangan kuantum spin (s = +

atau – ) ?

Anda tidak akan pernah tahu secara pasti elektron mana yang terakhir, apakah yang memiliki spin ke atas atau ke bawah. Jadi, dalam hal ini ada ketidakpastian dalam momentum spin.

b. Kestabilan Konfigurasi Elektron

Berdasarkan pengamatan, orbital yang terisi penuh dan terisi setengah penuh menunjukkan kondisi yang relatif stabil, terutama bagi atom unsur- unsur gas mulia dan unsur-unsur transisi.

Struktur Atom

Contoh: Atom-atom unsur gas mulia relatif stabil disebabkan orbital kulit valensinya terisi penuh oleh elektron.

2 He : 1s 2 Ne : 1s 2 2s 2 2p 10 6

18 Ar : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p

Kr : 1s 2 2s 2 2p 6 36 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p

Hasil pengamatan menunjukkan bahwa unsur-unsur dengan orbital kulit valensi terisi setengah penuh relatif stabil.

Contoh:

Konfigurasi elektron atom 24 Cr dapat ditulis sebagai berikut: (a) 24 Cr : [Ar] 3d 5 4s 1 lebih stabil. (b) Cr : [Ar] 3d 4 4s 24 2

Menurut data empirik, konfigurasi elektron pertama (a) relatif lebih

Sekilas stabil daripada konfigurasi elektron kedua (b), mengapa? Pada konfigurasi

Kimia

elektron (a), orbital 3d terisi lima elektron dan orbital 4s terisi satu elektron, keduanya setengah penuh. Pada konfigurasi elektron (b),

Nyatakah Orbital Itu?

walaupun orbital 4s terisi penuh, tetapi orbital 3d tidak terisi setengah

Orbital adalah fungsi gelombang

penuh sehingga kurang stabil.

yang tidak bisa langsung diamati. Jadi, apakah orbital hanya model

c. Konfigurasi Elektron Unsur-Unsur Transisi

teori tanpa bentuk fisik yang nyata? Penelitian akan hal ini dilakukan para

Pada diagram tingkat energi orbital, orbital 4s memiliki energi lebih

ilmuwan di Arizona State University

rendah daripada orbital 3d. Akibatnya, dalam konfigurasi elektron unsur-

(ASU) pada 1999.

unsur utama orbital 4s dihuni terlebih dahulu.

Para ilmuwan ini mempelajari ikatan dalam senyawa tembaga(I)

Pada unsur-unsur transisi pertama, elektron kulit terluar menghuni