PERKEMBANGAN SISTEM PERIODIK UNSUR (SPU) DAN PENENTUAN LETAK UNSUR DALAM TABEL SPU MODEREN

 A.    Perkembangan sistem periodik unsur

1.      Pengelompokan unsur berdasarkan Lavoisier

Antoine Lavoisier hidup pada abad ke-17. Selain mempelajari ilmu Kimia, "bapak kimia modern" ini juga mempelajari ilmu lain seperti Botani, Astronomi, dan Matematika. Lavoisier telah menghasilkan banyak teori kimia di antaranya teori mengenai pengelompokan unsur-unsur kimia. Menurut Lavoisier, unsur kimia adalah zat yang tidak dapat diuraikan lagi menjadi zat yang lebih sederhana. Unsur kimia yang sudah ditemukan pada saat itu berjumlah 33 unsur. Pengelompokan unsur-unsur kimia oleh Lavoisier dipublikasikan dalam bukunya yang berjudul Traité Élémentaire de Chimie pada 1789. Buku tersebut merupakan buku teks kimia modern yang pertama. Lavoisier mengelompokkan ke-33 unsur kimia tersebut ke dalam 4 kelompok berdasarkan sifat kimianya, yaitu kelompok gas, kelompok nonlogam, kelompok logam, dan kelompok tanah. Tabel berikut menunjukkan pengelompokan unsur kimia menurut Lavoisier.

Kelebihan pengelompokkan unsur berdasarkan Lavoisier yaitu Antoine Lavoisier adalah orang pertama yang mengelompokan unsur-unsur kimia berdasarkan sifat-sifatnya. Patut kita hargai, karena Tabel Periodik yang dibuatnya dapat menjadi dasar penemuan Tabel Periodik selanjutnya.

Kelemahan pengelompokkan unsur berdasarkan Lavoisier yaitu terlalu sederhana setelah munculnya beberapa unsur-unsur baru, karena antara unsur- unsur logam sendiri masih terdapat banyak perbedaan

2.        Pengelompokan unsur menurut Triade Dobereiner

Johann Wolfgang Dobereiner (1780-1849) mencoba untuk mengelompokkan unsur-unsur berdasarkan kenaikan masa atom. Johan Wolfgang Dobereiner mengelompokkan unsur-unsur yang sangat mirip sifatnya. Ternyata tiap kelompok terdiri dari tiga unsur, sehingga kelompok itu  disebut  triad.  Apabila  unsur-unsur  dalam  satu  triad  disusun  menurut kenaikan massa atom relatifnya, ternyata massa atom maupun sifat-sifat unsur yang  kedua  merupakan  rata-rata  dari  massa  atom  relatif unsur pertama dan ketiga.

Contohnya: 

Sistem triad ini ternyata ada kelemahannya. Sistem ini kurang efisien karena ternyata ada beberapa unsur lain yang tidak termasuk dalam satu triad, tetapi mempunyai sifat-sifat mirip dengan triad tersebut. Selain itu juga, terbatasnya jumlah unsur-unsur yang dapat dikelompokkan dalam triade serta adanya kesulitan mengenai cara membedakan berat atom dan berat molekul.

3.        Pengelompokan unsur menurut Oktav Newlands

Meskipun triade Dobereiner ini masih jauh dari sempurna, namun temuan ini mendorong orang untuk menyusun daftar unsurunsur lebih lanjut sesuai dengan sifat-sifatnya. John Newlands (1865) menemukan hubungan lain antara sifat unsur dengan massa atom relatif, sesuai dengan hukum yang disebutnya “hukum oktaf”. Ia menyusun unsur-unsur ke dalam kelompok tujuh unsur dan setiap unsur kedelapan mempunyai sifat yang mirip dengan unsur pertama, unsur kesembilan mirip dengan unsur kedua, dan seterusnya.. Newlands menyebut pengulangan sifat-sifat unsur secara periodic tersebut dengan hukum oktaf. Simpulan dari Daftar Newlands adalah: Sifat-sifat unsur merupakan pengulangan secara oktaf

Kelebihan pengelompokkan unsur berdasarkan Oktav Newlands yaitu lebih banyak unsur-unsur yang dapat digolongkan. Kelemahannya adalah pada unsur-unsur yang massanya cukup besar (>40), pengulangan sifat unsur tidak terjadi lagi. Selain itu tidak memperhitungkan letak unsur-unsur yang belum ditemukan dan terdapat banyak pasangan unsur yang terpaksa ditempatkan pada satu posisi daftar

4.      Pengelompokan unsur menurut Meyer-Mendeleyev

Dengan adanya kelemahan pengelompokan unsur menurut Newlands, maka mendorong Julius Lothar Meyer (1870 dari Jerman) menemukan hubungan yang lebih jelas antara sifat unsur dan massa atom relatif. Ia menemukan keperiodikan sifat unsur-unsur, jika unsur-unsur disusun menurut kenaikan massa atom relatif.

Dalam mempelajari keperiodikan unsur-unsur ia lebih menekankan pada sifat-sifat fisika. Meyer membuat grafik dengan mengalurkan volume atom unsur terhadap massa atom relatif. Volume atom unsur diperoleh dengan cara membagi massa atom relatif dengan kerapatan unsur.  Grafik menunjukkan Struktur Atom dan Sistem Periodik  bahwa unsur-unsur yang sifatnya mirip terletak pada bagian grafik yang mirip bentuknya. Misalnya Na, K, Rb terdapat di puncak grafik, ini menunjukkan bahwa ada hubungan antara sifat unsur dengan massa atom relatifnya. Mendeleyev mengungkapkan suatu hukum periodik yang berbunyi:

                   “Sifat unsur-unsur merupakan fungsi periodik dari massa atom relatifnya”

Kelebihan pengelompokan unsur menurut Meyer dan Mendeleev tersebut dibandingkan dengan Newlands adalah sifat kimia dan sifat fisika unsur dalam satu golongan berubah secara teratur. Dapat meramal sifat unsur yang belum diketemukan, yang akan mengisi tempat kosong dalam daftar.

Sedangkan kelemahannya adalah panjang periode tidak sama, Triade besi (Fe, Co, dan Ni), triade platina ringan (Ru, Rh, dan Pd), dan triade platina (Os, Ir, dan Pt) dimasukkan ke dalam golongan VIII selain itu selisih massa atom relatifnya antara dua unsur yang berurutan tidak teratur (antara –1 dan +4), sehingga sukar untuk meramal unsur-unsur yang belum ditemukan.

5.        Pengelompokan unsur menurut Moseley (Sistem Periodik Modern)

Henry Moseley melakukan percobaan menggunakan berbagai logam sebagai antikatoda pada tabung sinar X. Moseley menyimpulkan bahwa ada perubahan yang teratur dari energi sinar X sesuai dengan perubahan nomor atom dan bukan massa atom relatif.  Dengan demikian hukum periodik menjadi:“Sifat unsur-unsur merupakan fungsi periodik dari nomor atom”

Gambar 1. Tabel periodik Mosley

Hingga pertengahan abad ke-20, tabel periodik Moseley diakui sebagai tabel periodik modern. Pada 1940, Glenn Seaborg berhasil menemukan unsur transuranium, yaitu unsur dengan nomor atom 94–102. Penemuan tersebut menimbulkan masalah mengenai penempatan unsur-unsur transuranium dalam tabel periodik. Masalah itu akhirnya terpecahkan dengan cara membuat baris baru sehingga tabel periodik modern berubah menjadi seperti gambar berikut.

A.    

B. Hubungan antara konfigurasi elektron dengan letak unsur dalam sistem periodik unsur

Suatu unsur dalam sistem periodik di susun berdasarkan konfigurasi elektronnya, karena tiap unsur memiliki konfigurasi elektron yang berbeda. Dari konfigurasi elektron, jumlah kulit dan elektron valensi suatu unsur bisa diketahui. Adapun unsur-unsur yang memiliki kesamaan dalam jumlah elektron valensi disusun dalam satu lajur vertikal yang disebut golongan. Unsur-unsur yang berada dalam satu golongan tersebut memiliki kemiripan sifat kimia dan fisika.

Tabel periodik modern terdiri dari 8 golongan utama (golongan A) dan 8 golongan transisi (golongan B). Golongan-golongan tersebut dinamai sesuai dengan nomor kelompoknya, seperti golongan IA, IIB, IB dan seterusnya. Bahkan golongan utama memiliki nama khusus, misalknya golongan IA dinamai golongan alkali dan golongan VIIIA dinamai golongan gas mulia.

Dalam sistem periodik unsur terdapat 7 lajur horizontal yang disebut periode. Dinamakan periode karena sifat-sifat yang dimiliki unsur-unsur dalam satu periode berulang secara periodik. Unsur-unsur yang memiliki jumlah kulit yang sama disusun dalam satu periode.

Berikut kita pelajari Tabel Sistem Periodik sederhana, yaitu mulai nomor atom 1 (hidrogen) sampai nomor atom 20 (kalsium) seperti ditunjukkan gambar 3. Kedua puluh unsur ini termasuk unsur-unsur utama dan nomor golongannya dibubuhi huruf A sedangkan pada unsur-unsur transisi dan nomor golngannya dibubuhi huruf B.

Unsur-unsur yang terletak pada lajur tegak disebut golongan. Golongan-golongan diberi nomor I, II, III, dan seterusnya. Misalnya Golongan II terdiri dari unsur-unsur berilium, magnesium, dan kalsium. Unsur-unsur dalam deret mendatar disebut periode. Misalnya, delapan unsur-unsur mulai natrium sampai argon terletak dalam periode.

Perhatikan pula struktur elektron  tersebut mempunyai pola yang sama. Dari litium sampai neon, banyaknya elektron pada kulit terluar bertambah dari periode 1 sampai 8. Kemudian terulang lagi pada periode berikutnya dari natrium pada periode 1 sampai argon pada periode 8. Dalam setiap golongan, banyaknya elektron pada kulit terluar setiap unsur selalu sama sesuai nomor golongannya. Misalnya, fluor dan klor keduanya merupakan unsur-unsur yang terletak pada golongan VII, maka kedua unsur tersebut memiliki 7 elektron pada kulit terluarnya. Struktur elektron sangat penting untuk memahami sifat-sifat unsur pada Tabel Sistem Periodik..

 

Menentukan Letak Unsur dalam sistem Periodik Unsur Berdasarkan Konfigurasi Elektron Mekanika Kuantum

Elektron valensi adalah elektron pada kulit terluar atau elektron yang dapat digunakan untuk membentuk ikatan. Unsurunsur pada satu golongan mempunyai jumlah elektron valensi yang sama. Ciri-ciri elektron valensi menurut golongannya dapat dilihat pada tabel berikut

Oleh karena itu, dengan mengetahui nomor atom atau susunan elektron suatu unsur, kita akan dapat menentukan letak unsur itu dalam sistem periodik. Bilangan kuantum utama untuk orbital s dan p sama dengan nomor periodenya sehingga dapat ditulis sebagian ns dan np, untuk orbital d nomor periodenya adalah kurang satu atau (n – 1)d sedangkan untuk orbital f adalah (n – 2)f. Unsur-unsur golongan utama mempunyai elektron valensi sama dengan nomor golongannya. Misalnya: semua unsur golongan VIIA mempunyai elektron valensi = 7 (ns² + np⁵). Unsur-unsur transisi mempunyai elektron valensi ns², (n – 1)d^1–10.

Hal ini berarti bahwa:

1.  Apabila elektron terakhir suatu unsur mengisi orbital 4s atau 4p, maka unsur itu terletak pada periode 4.
2.  Apabila elektron terakhir dari suatu unsur mengisi orbital 4d, berarti unsur itu terletak pada periode 5.
3. Apabila elektron terakhir dari suatu unsur mengisi orbital 4f, berarti unsur itu terletak pada periode 6.

Hubungan jumlah elektron pada orbital terakhir dengan nomor golongan adalah sebagai berikut.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

               

Read More

PERKEMBANGAN MODEL ATOM

Konsep atom pertama kali dikemukakan oleh Demokritos. Namun, konsep atom yang dikemukakan Demokritos tidak didukung oleh eksperimen yang meyakinkan, sehingga tidak dapat diterima oleh beberapa ahli ilmu pengetahuan dan filsafat.

Pengembangan konsep atom-atom melalui eksperimen atau secara ilmiah baru dimulai oleh John Dalton (1805), kemudian dilanjutkan oleh Thomson (1897), Rutherford (1911) dan disempurnakan oleh Bohr (1914). Hasil eksperimen yang memperkuat konsep atom ini menghasilkan gambaran mengenai susunan partikel-partikel tersebut di dalam atom. Gambaran ini berfungsi untuk memudahkan dalam memahami sifat-sifat kimia suatu atom. Gambaran susunan partikel-partikel dasar dalam atom disebut model atom. Berikut ini paparan dari masing-masing model atom tersebut.

1. MODEL ATOM DALTON

Berdasarkan pemikiran bahwa konsep atom Democritus sesuai dengan Hukum Kekekalan Massa dari Lavoisier (berbunyi: massa zat sebelum dan sesudah reaksi sama) dan Hukum Perbandingan Tetap dari Proust (berbunyi: perbandingan massa unsur-unsur dalam suatu senyawa adalah tetap dan tertentu), maka John Dalton tahun 1805 merumuskan teori atom sebagai berikut.

a.        Materi tersusun atas partikel-partikel kecil yang disebut atom.

b.       Atom-atom penyusun unsur bersifat identik (sama dan sejenis).

c.        Atom suatu unsur tidak dapat diubah menjadi atom unsur lain.

d.       Senyawa tersusun atas dua jenis atom atau lebih dengan perbandingan tetap dan tertentu.

e.   Pada reaksi kimia terjadi penataulangan atom-atom yang bereaksi. Reaksi kimia terjadi karena pemisahan atom-atom dalam senyawa untuk kemudian bergabung kembali membentuk senyawa baru

Hipotesis Dalton digambarkan dengan model atom sebagai bola pejal seperti pada tolak peluru.

Gambar 1. Model atom Dalton, seperti bola pejal

Dalam perkembangannya tidak semua teori atom Dalton benar. Kelemahan dari teori atom Dalton tidak dapat menerangkan suatu larutan dapat menghantarkan listrik. Bagaimana mungkin suatu bola pejal dapat menghantarkan listrik, padahal listrik adalah elektron yang bergerak. Berarti ada partikel lain yang dapat menyebabkan terjadinya daya hantar listrik. Karena ada banyak hal yang tidak dapat diterangkan oleh teori atom Dalton, maka para ilmuwan terdorong untuk melakukan penyelidikan lebih lanjut tentang rahasia atom.

2.      MODEL ATOM THOMSON

Pada tahun 1897, Joseph John Thomson dari Inggris melakukan serangkaian eksperimen. Melalui eksperimen dengan tabung sinar katode Joseph John Thomson berhasil menemukan berkas partikel yang bermuatan negatif. Partikel bermuatan negatif dalam atom ini yang disebut elektron.

Gambar 2. Percobaan Tabung Sinar Katoda

Menurut Thomson, atom berbentuk bulat di mana muatan listrik positif yang tersebar merata dalam atom dinetralkan oleh elektron-elektron yang berada di antara muatan positif. Elektron-elektron dalam atom diumpamakan seperti butiran kismis dalam roti, maka Teori Atom Thomson juga sering dikenal Teori Atom Roti Kismis.

Gambar 3. Model atom Thomson seperti roti kismis

Thomson juga mampu menghitung perbandingan muatan terhadap massa elektron. Besarnya muatan dalam elektron ditemukan oleh Robert Andrew Milikan (1908) melalui percobaan tetes minyak Milikan seperti gambar berikut.

Gambar 4 . Diagram Percobaan Tetes Minyak Milikan

Minyak disemprotkan ke dalam tabung yang bermuatan listrik. Akibat gaya tarik gravitasi akan mengendapkan tetesan minyak yang turun. Bila tetesan minyak diberi muatan negatif maka akan tertarik kekutub positif medan listrik. Hasil percobaan Milikan dan Thomson diperoleh muatan elektron -1,6022 x 10^-19 Coulomb dan massa elektron 9,10938  x 10^-28 gram.

3. MODEL ATOM RUTHERFORD

Pada tahun 1903 Philipp Lenard melalui percobaannya membuktikan bahwa teori atom Thomson yang menyatakan bahwa elektron tersebar merata dalam muatan positif atom adalah tidak benar.Kelemahan dari model atom Thomson ini tidak dapat menjelaskan susunan muatan positif dan negatif dalam bola atom tersebut.

Eugene Goldstein (1886) melakukan eksperimen menggunakan tabung sinar katoda yang sudah dimodifikasi, yaitu dengan memberi lubang-lubang pada lempeng katoda.

Gambar 5. Percobaan Goldstein untuk Mempelajari Partikel Positif

Ternyata pada saat terbentuk elektron yang menuju anoda terbentuk pula sinar positif yang menuju arah berlawanan melewati lubang pada katoda. Setelah berbagai gas dicoba dalam tabung ini, ternyata gas hidrogenlah yang menghasilkan sinar muatan positif yang paling kecil baik massa maupun muatannya, sehingga partikel ini disebut dengan proton.

Penemuan Goldstein ini didukung dengan penelitian Ernest Rutherford dengan  penembakan parttikel alpha pada pelat emas yang sangat tipis. Dari hasil eksperimennya, ternyata terdapat partikel yang diteruskan, dibelokkan atau dipantulkan. Berarti di dalam atom terdapat susunan-susunan partikel bermuatan positif dan negatif.  Berdasarkan  model atom Rutherford:

a.       Atom tersusun dari inti atom yang bermuatan positif pada pusat atom, serta elektron-elektron yang bermuatan negatif dan bergerak mengelilingi inti,

b.      Sebagian besar volume atom merupakan ruang kosong,

c.   Jumlah proton dalam inti sama dengan jumlah elektron yang mengelilingi inti, sehingga atom bersifat netral

 

Gambar 6. Model atom Rutherford

Berdasarkan teori fisika, gerakan elektron mengitari inti disertai pemancaran energi sehingga lama kelamaan energi elektron akan berkurang. Elektron berbeda muatan dengan inti atom, maka  elektron akan jatuh ke inti. Rutherford belum bisa menjelaskan hal tersebut.

Rutherford juga  berhasil menghitung bahwa massa partikel bermuatan positif  itu kira-kira 1.837 kali massa elektron. Pada tahun 1919 partikel tersebut dinamai proton Massa 1 proton = 1,67262 x 10^–24 gram dan muatannya   1,6022 x 10^-19 Coulomb.  Massa proton = 1 sma (satuan massa atom) dan muatan proton = +1.

Pada tahun 1932 James Chadwick  melakukan eksperimen penembakan partikel alfa pada inti atom berilium (Be). Dari hasil percobaan ditemukan adanya partikel bersifat netral atau tidak bermuatan dan massanya hampir sama dengan proton. Partikel ini disebut neutron .

Gambar 7. Susunan Proton dan Neutron dalam Inti Atom

Massa sebuah neutron adalah 1,67493 × 10^-24 gram, hampir sama atau boleh dianggap sama dengan massa sebutir proton. Dengan penemuan ini para ilmuwan percaya bahwa inti atom tersusun atas dua partikel, yaitu proton (partikel yang bermuatan positif) dan neutron (partikel yang tidak bermuatan). Proton dan neutron mempunyai nama umum,nucleon. Jadi atom tersusun atas inti atom (proton dan neutron) dan kulit atom (eletron).

4.      MODEL ATOM NIELS BOHR

Kelemahan dari Rutherford diperbaiki oleh Niels Bohr dengan percobaannya menganalisa spektrum warna dari atom hidrogen yang berbentuk garis. Hipotesis Bohr adalah :

a.       Atom terdiri dari inti yang bermuatan positif dan dikelilingi oleh elektron yang bermuatan negatif di dalam suatu lintasan (orbit).

b.      Elektron di dalam atom beredar mengelilingi inti atom pada lintasan yang dikenal sebagai keadaan gerakan yang stasioner (tetap) dengan tingkat energi yang dinyatakan dengan n (n = bilangan bulat positif 1, 2, 3…)

c.       Sepanjang elektron berada dalam lintasan stasioner, energi akan konstan. Sehingga tidak ada energi yang dipancarkan maupun diserap.

d.      Elektron dapat berpindah dari satu lintasan ke yang lain dengan menyerap atau memancarkan energi sehingga energi elektron atom itu tidak akan berkurang. Jika berpindah lintasan ke lintasan yang lebih tinggi maka elektron akan menyerap energi. Jika beralih ke lintasan yang lebih rendah maka akan memancarkan energi.

Model atom Bohr digambarkan sebagai berikut.

 

Gambar 8. Model atom Bohr

Menurut model atom Bohr, atom terdiri dari beberapa kulit/lintasan yang didalamnya terdapat sejumlah tertentu elektron. Di sisi lain, model atom ini hanya dapat menerangkan atom-atom yang memiliki elektron tunggal seperti gas hidrogen, tetapi tidak dapat menerangkan spektrum warna dari atom-atom yang memiliki elektron banyak. 

1.      Teori Atom Mekanika Kuantum

Kelemahan teori atom Bohr menimbulkan pertanyaan mengapa elektron di dalam atom Bohr dibatasi untuk mengorbit di sekeliling inti pada jarak tertentu. Pada tahun 1942 ilmuan Louis de Broglie mengemukakan pendapat bahwa ”bila gelombang cahaya dapat berperilaku seperti aliran partikel (foton) maka partikel seperti elektron dapat memiliki sifat gelombang”. Hal ini memunculkan sifat dualisme elektron, yaitu elektron dapat dipandang sebagai partikel dan sebagai gelombang.

Tidak mungkin menentukan kecepatan sekaligus posisi elektron dalam ruang secara pasti, yang dapat ditentukan adalah kebolehjadian menemukan elektron pada jarak  tertentu dari inti atom. Lintasan elektron bukan berbentuk garis tapi sebuah ruang. Elektron boleh jadi ditemukan dalam ruang itu. Ruang-ruang itu disebut orbital.

 

Dengan adanya teori probabilitas maka hilanglah pengertian bahwa elektron beredar mengelilingi inti menurut suatu lingkaran dan selalu berada pada lingkaran tersebut.

Erwin Schrodinger seorang ahli fisika dari Austria, berhasil merumuskan persamaan gelombang untuk menggambarkan gerakan elektron pada atom. Schrodinger memperhitungkan dualisme sifat elektron, yaitu sebagai partikel dan sebagai gelombang dalam suatu persamaan yang memperkenalkan mekanisme gelombang. Model atom dengan menggunakan persamaan gelombang ini disebut model atom modern atau teori mekanika kuantum.

Menurut model atom modern, elektron-elektron dalam atom mengelilingi inti atom pada tingkat energi tertentu. Suatu kulit terdiri atas suatu kumpulan dari satu orbital atau lebih. Orbital adalah daerah dengan peluang terbesar untuk menemukan elektron. Berdasarkan teori atom mekanika kuantum, dapat ditentukan struktur elektronik atom.

 

 

 

 

Read More

STRUKTUR ATOM DAN KONFIGURASI ELEKTRON

A. STRUKTUR ATOM

Masih ingatkah kalian dengan model atom yang dikemukakan oleh Ernest Rutherford (1871–1937). Menurut Rutherford, atom terdiri dari inti yang bermuatan positif dan dikelilingi elektron yang bermuatan negatif. Namun, jika suatu partikel yang bermuatan listrik bergerak melingkar akan mengemisikan energinya dalam bentuk cahaya yang mengakibatkan percepatan partikel semakin berkurang dan akhirnya diam. Dengan demikian, jika elektron yang bermuatan negatif bergerak melingkar (mengelilingi inti bermuatan positif) maka akan kehilangan energinya sehingga gerakan elektron akan berkurang, yang akhirnya akan jatuh ke inti. Namun pada kenyataannya, elektron tidak jatuh ke inti. Rutherford tidak mampu menjelaskan mengapa elektron tidak dapat jatuh ke inti. Teori atom ini kemudian disempurnakan oleh Niels Bohr (1885 – 1962) sehingga model atom menurut Bohr adalah sebagai berikut.

Struktur atom menurut Niels Bohr adalah sebagai berikut:

• Atom terdiri atas inti yang proton bermuatan positif dan neutron yang tidak bermuatan (netral).
• Inti atom dikelilingi oleh elektron yang bermuatan negatif di dalam suatu lintasan/orbit tertentu yang biasa disebut kulit atom. 
• Pada atom setiap lintasan (kulit) dapat ditempati lebih dari 1 elektron. 
• Kulit atom merupakan gerakan stasioner (menetap) dari elektron dalam mengelilingi inti atom dengan jarak tertentu. Selama elektron berada pada lintasan stasioner tertentu, energi elektron tetap sehingga tidak ada energi yang diemisikan atau diserap. 
• Setiap kulit atom memiliki tingkat energi tertentu. Makin besar nomor kulit, tingkat energinya juga makin besar. 
  
  
  
• Berdasarkan struktur atom Bohr, elektron tidak akan memancarkan atau menyerap energi jika dia berada pada lintasannya (keadaan dasar) ® stabil. Namun, elektron dapat berpindah dari kulit satu ke kulit lainnya dengan cara melepas atau menyerap energi. 
  
  
  
• Jika elektron berpindah dari kulit dengan energi rendah ke kulit yang energinya lebih tinggi, maka ia akan menyerap energi (eksitasi)
• jika elektron berpindah dari kulit dengan energi tinggi ke kulit yang energinya lebih rendah maka ia akan melepaskan/membebaskan energy (emisi)

B. KONFIGURASI ELEKTRON

Berdasarkan struktur atom Bohr, elektron akan mengelilingi inti pada lintasan atau kulit atom tertentu. Susunan pendistribusian elektron pada masing-masing kulit disebut konfigurasi elektron. Data yang digunakan untuk menuliskan konfigurasi elektron adalah nomor atom suatu unsur, di mana nomor atom unsur menyatakan jumlah elektron dalam atom unsur tersebut. Sedangkan elektron pada kulit terluar dikenal dengan sebutan elektron valensi. Susunan elektron valensi sangat menentukan sifat-sifat kimia suatu atom dan berperan penting dalam membentuk ikatan dengan atom lain.

Untuk menentukan konfigurasi elektron suatu unsur, ada beberapa hal yang perlu diperhatikan, yakni:

• Dimulai dari lintasan yang terdekat dengan inti, masing-masing lintasan disebut kulit ke-1, kulit ke-2, kulit ke-3, kulit ke-4, dan seterusnya.       
• Jumlah elektron maksimum (paling banyak) yang dapat menempati masing-masing kulit adalah:  2ⁿ, dengan n = nomor kulit

            Kulit 1 dapat menampung maksimal 2 elektron.

            Kulit 2 dapat menampung maksimal 8 elektron.

            Kulit 3 dapat menampung maksimal 18 elektron, dan seterusnya.

Aturan penulisan konfigurasi elektron suatu unsur :

Ø  Hitung jumlah elektron ( pada atom bebas, jumlah elektron = nomor atom)

Ø  Pengisian elektron dimulai dari kulit K, L, M, N dan seterusnya.

Ø  Setiap kulit diisi elektron sebanyak jumlah maksimal elektron (2n²) dan menghitung jumlah elektron yang tersisa.

Ø  Jika elektron yang tersisa kurang dari jumlah elektron maksimal suatu kulit maka diisi sesuai jumlah elektron maksimal kulit sebelumnya.

Ø  Jika elektron yang tersisa < 8, maka ditempatkan pada kulit berikutnya sebagai elektron terluar atau disebut sebagai elektron valensi.

Ø  Jumlah maksimal elektron valensi adalah 8.

Kelebihan dan Kelemahan Atom Bohr

Kelebihan : dapat menjelaskan adanya lintasan elektron pada atom sehingga elektron tidak jatuh ke inti.

Kelemahan : tidak dapat menjelasakan spektrum  atom yang memiliki elektron lebih banyak serta tidak mampu menjelaskan mengapa spectrum atom hydrogen memiliki garis-garis tambahan ketika dipengaruhi medan magnet

C. TEORI ATOM MEKANIKA KUANTUM

Ketidakmampuan Teori Atom Bohr dalam menerangkan model atom selain atom hidrogen dan gejala atom dalam medan magnet disempurnakan oleh ahli fisika Prancis, Louis de Broglie pada tahun 1924.

Menurut de Broglie, selain bersifat partikel, elektron dapat bersifat gelombang, sedangkan Niels Bohr berpendapat bahwa elektron adalah partikel. Pendapat de Broglie yang dikembangkan oleh Erwin Schrödinger dan Werner Karl Heisenberg melahirkan Teori Atom Modern. Teori ini dikenal dengan nama Teori Atom Mekanika Kuantum. Prinsip dasar Teori Mekanika Kuantum adalah gerakan elektron dalam mengelilingi inti bersifat seperti gelombang. Teori Mekanika Kuantum digunakan untuk menjelaskan sifat atom dan molekul.

Berdasarkan Teori Mekanika Kuantum, keberadaan elektron dalam lintasan tidak dapat ditentukan dengan pasti, yang dapat diketahui hanya daerah kebolehjadian ditemukannya elektron. Teori ini dikemukakan oleh ahli fisika Jerman, Werner Heisenberg, dan dinamakan Prinsip Ketidakpastian Heisenberg.

D. PERBEDAAN STRUKTUR ATOM BERDASARKAN TEORI ATOM BOHR DAN TEORI ATOM MEKANIKA KUANTUM

Perbedaan Struktur Atom Berdasarkan Teori Atom Bohr dan Teori Atom Mekanika Kuantum dapat dilihat pada Tabel 1.2 di bawah ini.

Tabel 1.2. Perbedaan Struktur Atom Bohr dan Mekanika Kuantum

Pada struktur atom menurut Bohr, dapat dilihat bahwa elektron dalam atom hanya dapat beredar pada lintasan-lintasan dengan tingkat energi tertentu. Pada lintasan itu, electron dapat beredar tanpa pemancaran atau penyerapan energi. Lintasan elektron tersebut berupa lingkaran dengan jari-jari tertentu yang disebut sebagai kulit atom.

Sedangkan pada Model atom mekanika kuantum menerangkan bahwa elektron-elektron dalam atom menempati suatu ruang atau “awan” yang disebut orbital, yaitu ruang tempat elektron paling mungkin ditemukan. Beberapa orbital bergabung membentuk kelompok yang disebut subkulit. Jika orbital kita analogikan sebagai “kamar elektron”, maka subkulit dapat dipandang sebagai “rumah elektron”. Beberapa subkulit yang bergabung akan membentuk kulit atau “desa elektron”. Orbital-orbital dalam satu subkulit mempunyai tingkat energi yang sama, sedangkan orbital-orbital dari subkulit berbeda, tetapi dari kulit yang sama mempunyai tingkat energi yang mirip.

E. BILANGAN KUANTUM

Keberadaan elektron dalam atom dikaitkan dengan empat bilangan kuantum. Adapun keempat bilangan kuantum tersebut, yaitu bilangan kuantum utama, bilangan kuantum azimuth, bilangan kuantum magnetic dan bilangan kuantum spin.

a.      Bilangan Kuantum Utama (n)

Bilangan kuantum utama (n) menentukan ukuran dari orbital berdasarkan kulit/orbit. Bilangan kuantum ini menentukan tingkat energi yang mempunyai harga n = 1, 2, 3, …..

Biasanya digunakan istilah “kulit” yang menyatakan sekelompok tingkat energi yang memiliki n dengan harga yang sama.

b.      Bilangan Kuantum Azimuth (l)

Bilangan kuantum azimuth (l) disebut juga bilangan kuantum orbital yang dapat menentukan bentuk ruang dari orbital. Harga l biasanya dinyatakan dengan huruf sebagai berikut.

l = 0, yaitu s (sharp)

l = 1, yaitu p (principal)

l = 2, yaitu d (diffuse)

l = 3, yaitu f (fundamental)

Nilai s, p, d, f digunakan dari spektroskopi deret-deret spectrum unsur alkali. Dengan adanya bilangan kuantum azimuthh (orbital) yang berbeda memungkinkan untuk membagi setiap “kulit” menjadi “subkulit” atau orbital. Setiap subkulit dinyatakan dengan harga bilangan dari n dan huruf yang menyatakan l. Misalkan, subkulit 2p berarti mempunyai harga n = 2 dan l = 1.

c.       Bilangan Kuantum Magnetik (m)

Bilangan kuantum magnetik (m) menentukan orientasi orbital dalam ruang sehingga disebut juga bilangan kuantum orientasi orbital. Untuk setiap harga l, akan mempunyai harga m dengan rentang nilai m = …, - l, 0, + l,….

Untuk l = 0 (elektron pada s) maka m = 0

Untuk l = 1 (elektron pada p) maka m = -1, 0, +1

Untuk l = 2 (elektron pada d) maka m = -2, -1, 0, +1, +2

Untuk l = 3 (elektron pada f) maka m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3

d.      Bilangan Kuantum Spin (s)

Dengan menggunakan alat spektroskopi yang daya pisahnya sangat tinggi maka akan tampak setiap garis spectrum yang terdiri atas sepasang garis yang sangat berdekatan. Menurut Uhlenbeck dan Goudsmit (1925) bahwa elektron memiliki momen magnetik sehingga elektron berputar pada sumbu-sumbu dan menghasilkan sudut spin. Harga bilangan kuantum spin (s) adalah +½ dan -½.

F. ORBITAL MOLEKUL

Orbital (bukan orbit) adalah volume ruang yang memiliki kebolehjadian paling besar untuk menemukan elektron dalam atom. Setiap orbital dicirikan oleh 3 bilangan kuantum n, l, dan m, dimana orbital mempunyai ukuran, bentuk, dan orientasi tertentu dalam ruang.

Kumpulan orbital-orbital dengan bilangan kuantum utama (n) yang sama disebut kulit. Jumlah orbital dalam kulit dapat ditentukan dengan rumus n².

a.      Orbital s

Bentuk orbital s berupa bola simetris dan hanya memiliki 1 macam orbital. Bentuk orbitalnya dapat dilihat pada Gambar. 1.2

b.      Orbital p

Orbital p berjumlah tiga buah yang terletak di subkulit p. ketiganya mempunyai tingkat energi yang sama, namun arah ruangnya berbeda. Ketiga orbital tersebut, yaitu P_x, P_y dan P_z. Setiap orbital berbentuk seperti balon terpilin yang digambarkan menggunakan koordinat Cartesius dengan sumbu x, y dan z, seperti pada Gambar 1.3

a.      Orbital d

Orbital d berjumlah lima buah, terletak di subkulit d, dan digambarkan dengan empat buah bola lonjong. Orbital-orbital tersebut, yaitu d_xy, d_xz, d_yz, d_x2-dy2 dan d_z2. Bentuk-bentuk orbital d dapat dilihat pada Gambar 1.4.

G. KONFIGURASI ELEKTRON

Konfigurasi elektron merupakan gambaran penyebaran elektron yang paling mungkin ke dalam orbital-orbital kulit elektron. Menurut prinsip Aufbau, pengisian orbital dimulai dari tingkat energi yang rendah sampai penuh  kemudian tingkat energinya lebih tinggi.

Elektron mempunyai kecenderungan akan menempati dulu subkulit yang energinya rendah. Besarnya tingkat energi dari suatu subkulit dapat diketahui dari bilangan kuantum utama (n) dan bilangan kuantum azimuth ( l ) dari orbital tersebut. Orbital dengan harga (n + l) lebih besar mempunyai tingkat energi yang lebih besar. Jika harga (n + l) sama, maka orbital yang harga n-nya lebih besar mempunyai tingkat energi yang lebih besar.

Urutan energi dari yang paling rendah ke yang paling tinggi menurut aturan Aufbau dapat dilihat pada Gambar 1.5 berikut.

H. DIAGRAM ORBITAL

Diagram orbital menunjukkan sebaran elektron dalam orbital-orbital pada suatu atom. Penggambaran diagram orbital pada umumnya menggunakan kotak yang mewakili jumlah orbital pada setiap subkulit disertai dengan tanda panah ke atas  (↿) atau ke bawah (⇂) yang menggambarkan spin elektron. Diagram orbital umumnya hanya dituliskan untuk elektron valensi.

Setiap orbital mempunyai ukuran, bentuk, dan arah orientasi ruang yang ditentukan oleh bilangan kuantum n, l, m, dan s. Orbital-orbital bergabung membentuk suatu subkulit, kemudian subkulit bergabung membentuk kulit dan tingkat energi.

Untuk memudahkan penentuan nilai bilangan-bilangan kuantum suatu elektron, Konfigurasi elektron terlebih dahulu diubah menjadi diagram orbital. Ada beberapa aturan yang harus dipenuhi dalam menggambarkan diagram orbital, diantaranya :

1.    Larangan Pauli

Larangan Pauli menyatakan bahwa di dalam satu atom tidak boleh terdapat dua elektron dengan empat bilangan kuantum yang sama. Dua elektron yang menempati satu orbital (mempunyai bilangan kuantum utama, azimut, magnetik yang sama), harus mempunyai spin yang berbeda. Jadi, setiap orbital hanya dapat berisi 2 elektron dengan spin (arah putaran) yang berlawanan

 

Dengan adanya larangan Pauli, maka elektron yang dapat menempati suatu subkulit terbatas hanya dua kali dari jumlah orbitalnya. Dengan demikian, jumlah maksimum elektron adalah sebagai berikut:

Friedrich Hund (1927), seorang ahli fisika dari Jerman mengemukakan aturan pengisian elektron pada orbital yaitu :

“orbital-orbital dengan energi yang sama, masing-masing diisi lebih dulu oleh satu elektron arah (spin) yang sama atau setelah semua orbital masing-masing terisi satu elektron kemudian elektron akan memasuki orbital-orbital secara urut dengan arah (spin) berlawanan”

 

Konfigurasi elektron suatu unsur harus menggambarkan sifat suatu unsur. Hasil eksperimen menunjukkan bahwa sifat unsur lebih stabil apabila orbital dalam suatu atom unsur terisi elektron tepat setengah penuh atau tepat penuh,terutama orbital-orbital d dan f (5 elektron atau 10 elektron untuk orbital-orbital d dan 7 elektron atau 14 elektron untuk orbital-orbital  f).

Contoh:

Konfigurasi elektron: ₂₄Cr

₂₄Cr: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d⁵ atau disingkat ₂₄Cr : [₁₈Ar] 3d⁵ 4s¹

bukan: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁴

 

Konfigurasi elektron: ₂₉Cu

₂₉Cu: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d¹⁰ atau disingkat ₂₉Cu : [₁₈Ar] 3d¹⁰ 4s¹

bukan: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁹

Konfigurasi elektron: ₈₇Fr

₈₇Fr : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p⁶ 7s¹

atau disingkat ₈₇Fr : [₈₆Rn] 7s¹

• Contoh gambar orbital yang mungkin untuk atom karbon dengan 6 elektron

  

• Konfigurasi 1 dan 2 tidak melanggar larangan Pauli dan tidak melanggar aturan Hund, disebut dengan konfigurasi elektron keadaan dasar.
• Konfigurasi 3 dan 4 tidak melanggar larangan Pauli, tetapi melanggar aturan Hund, disebut dengan konfigurasi elektron keadaan tereksitasi.
•  Konfigurasi 5 dan 6 melanggar larangan Pauli, disebut dengan konfigurasi elektron keadaan terlarang.

I. PENENTUAN BILANGAN KUANTUM ELEKTRON

Bilangan kuantum adalah nilai yang menjelaskan kuantitas kekal dalam sistem dinamis. Bilangan kuantum menggambarkan sifat orbital dan elektron dalam orbital. Ada empat bilangan kuantum yang akan kita kenal, yaitu bilangan kuantum utama (n), bilangan kuantum Azimut (l), bilangan kuantum magnetic (m) dan bilangan kuantum spin (s). Penentuan bilangan kuantum ini ada beberapa langkah:

Contoh: Na (Z= 11)

1. Menuliskan konfigurasi elektron atom tersebut : ₁₁Na: 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹
2. Membuat diagram orbital yang ditempati oleh elektron valensi yang akan ditentukan bilangan kuantumnya. 
   
   
   
3. Menentukan bilangan kuantum elektron valensi.

a. Menentukan bilangan kuantum utama (n) dari elektron valensi, yaitu 3s1. Tingkat energi pada konfigurasi terakhir adalah 3, maka bilangan kuantum utama (n) = 3

b. Menentukan bilangan kuantum azimuth (l). Pada atom Na, elektron valensinya ada di subkulit s, maka l = 0

c. Menentukan bilangan kuantum magnetik (m). Pada atom Na, jumlah elektron valensi hanya 1, maka harga (m) = 0 

d. Menentukan bilangan kuantum spin (s) berdasarkan pada orientasi atau arah panah terakhir pengisian orbital. Maka atom Na memiliki nilai bilangan kuantum spin +.

Jadi atom Na (Z = 11), elektron valensinya memiliki bilangan kuantum n = 3, l = 0, m = 0, s = +½

 

 

Read More