TULISAN 44 : KIMIA : STRUKTUR ATOM

Standard

STRUKTUR ATOM

  1. I.    PARTIKEL PENYUSUN ATOM

1.Elektron

Teori atom Dalton menyatakan bahwa atom merupakan bagian terkecil dari materi. Pada kenyataannya, atom dapat dibagi menjadi partikel penyusunnya yaitu elektron, neutron dan proton. Hal ini dibuktikan berdasarkan penelitian tentang arus listrik pada gas bertekanan rendah. Penelitian dimulai pada tahun 1855 oleh Heinrich Geissler, yang berhasil merancang tabung gelas bertekanan rendah yang disebut tabung Geissler. Pada tahun 1859, Julius Plucker menggunakan tabung Geissler alam percobaan elektrolisis gas, didalam tabung ia memasang 2 plat elektrode, elektrode pada kutub positif disebut anode, sedangkan elektrode pada kutub positif disebut katode. Setelah diberi tegangan tinggi, ia mengamati adanya berkas sinar yang dipancarkan dari katode. Namun Plucker menganggap sinar tersebut sebagai cahaya listrik biasa.

Pada tahun 1876, Eugene Goldstein, menggunakan teknik yang sama dengan Plucker, namun ia menamakan berkas sinar yang dipancarkan dari katode sebagai sinar katode. Pertanyaan yang muncul adalah apakah sinar katode itu sebagai gelombang elektromagnetik atau partikel?

Wiliam Crookes, pada tahun 1880, memodifikasi tabung Geissler untuk membuat vakum lebih baik, tabung ini disebut sebagi tabung Crookes. Pengamatan Crookes tehadap karakteristik sinar katode dapat disimpulkan sebagai berikut:

Sinar katode merambat lurus.
Sinar katode membawa muatan karena dibelokkan dalam medan magnet.
Sinar katode memiliki massa karena dapat memutar kincir kecil dalam tabung.
Sinar katode menyebabkan materi seperti gas dan zat lain berpijar.
Akhirnya Crookes menyimpulkan bahwa sinar katode adalah partikel bermuatan.

dibawah  ini penjelasan lain mengenai awal mula ditemukannya elektron:

Pada tahun 1891, George Johnston Stoney, berpendapat bahwa sinar katode adalah partikel, ia menamakan sebagai elektron. Pada tahun 1897, J.J. Thomson membuktikan bahwa sinar katode adalah merupakan berkas partikel, dengan menggunakan tabung sinar katode khusus.

George Johnstone Stoney (1891) yang memberikan nama sinar katoda disebut “elektron”. Kelemahan dari Stoney tidak dapat menjelaskan pengertian atom dalam suatu unsur memiliki sifat yang sama sedangkan unsur yang berbeda akan memiliki sifat berbeda, padahal keduanya sama-sama memiliki elektron.

Antoine Henri Becquerel (1896) menentukan sinar yang dipancarkan dari unsur-unsur Radioaktif yang sifatnya mirip dengan elektron.

Joseph John Thomson (1897) melanjutkan eksperimen William Crookes yaitu pengaruh medan listrik dan medan magnet dalam tabung sinar katoda. Gambar Pembelokan sinar katoda dapat di klik disini

Hasil percobaannya membuktikan bahwa ada partikel bermuatan negatif dalam suatu atom karena sinar tersebut dapat dibelokkan ke arah kutub positif medan listrik.

Hasil percobaan Milikan dan Thomson diperoleh muatan elektron –1 dan massa elektron 0.

 

2. PROTON

Pada tahun 1886, Eugene Goldstein, membuktikan adanya muatan positif. Pembuktian dilakukan menggunakan tabung sinar katode dimana plat katode telah diberi lubang. Ia mengamati jalannya sinar katode yang merambat menuju anode, tenyata terdapat sinar lain yang bergerak dengan arah berlawanan melewati lubang pada plat katode. Oleh karena arahnya berlawanan, maka sinar tersebut haruslah terdiri dari muatan positif.

Pad tahun 1886, sebelum hakikat sinar katode ditemukan, Goldstein melakukan suatu percobaan dengan suatu sinar katode dan menemukan fakta berikut. Apabila katode tidak berlubang ternyata gas dibelakang katode tetap gelap. Namun, bila pada katode diberi lubang maka gas dibelakang katode menjadi berpijar. Hal ini menunjukkan adanya radiasi yang berasal dari anode, yang menerobos lubangpada katode dan memijarkan gas dibelakang katode itu. Radiasi itu disebut sinar anode atau sinar positif atau sinar terusan. Hasil percobaan menunjukan bahwa sinar terusane merupakan raidasi partikel (dapat memutar kincir) dan bermuatan positif (dalam medam listrik dibelokkan ke kutub negatif).

Partikel sinyal terusan hanya bergantung pada jenis gas dalam tabung. Artinya, jika gas dalam tabung diganti, ternyata dihasilkan sinar terusan dengan ukuran yang berbeda, partikel sinyal terusan terkecil diperoleh oleh gas hidrogen. Partikel ini kemudian disebut proton.

Massa 1 proton = 1,6726486 x 10-24 gram atau sama dengan 1sma

Muatan 1 proton = +1 = +1,6 x 10-19 c

Muatan maupun massa partikel sinar terusan dari gas lain selalu merupakan kelipatan bulat dari massa dan muatan proton sehingga diduga bahwa partikel itu terdiri atas proton-proton.

Kemudian pada tahun 1919, Rutherford menemukam proton berbentuk ketika partikel alfa ditembakkan pada inti atom nitrogen. Hal serupa juga terjadi pada penembakan inti atom lain. Hal ini membuktikan bahwa inti atom terdiri atas proton sebagaimana diduga oleh Goldstein.

3. NEUTRON

Penemuan partikel neutron diawali oleh penelitian Rutherford, dalam eksperimennya ia berusaha menghitung jumlah muatan positif dalam inti atom dan massa inti atom dan ia mendapati bahwa massa inti atom hanya setengah dari massa atom. Pada tahun 1920, William Draper Harkins, berasumsi bahwa terdapat partikel lain dalam inti atom selain proton, partikel itu bermassa hampir sama dengan proton dan tidak bermuatan, ia menyebutnya sebagai neutron. Hingga tahun 1932, James Chadwick, membuktikan keberadaan partikel neutron.

Sebenarnya keberadaan neutron sudah diduga oleh Aston sejak tahun 1919. Pada saat itu, Aston menemukan spektrometer massa, yaitu alat yang dapat digunakan untuk menetukan massa atom atau molekul. Dengan alat tersebut, Aston menemukan bahwa atom-atom dari unsur yang sama dapat mempunyai massa yang berbeda. Fenomena ini disebut isotop. Juga ditemukkan bahwa massa suatu atom ternyata tidak sama dengan jumlah protonnya. Banyak atom yang massanya sekitar dua kali massa protonnya. Berdasarkan kedua fakta tersebut , aston menduga keberadaan partikel netral dalam atom yang jumlahnya dapat berbeda meskipun unsurnya sama.

Selanjutnya pada tahun 1930, W Bothe dan H.Becker menembaki inti atom berilium dengan partikel alfa dan menemukan suatu radiasi partikel yang mempunyai daya tembus tinggi. Pada tahun 1932 James Chadwick membuktikan bahwa radiasi tersebut terddiri atas partikel netral yang massanya hampir sama dengan masssa proton. Oleh karena bersifat netral, partikel itu dinamai neutron.Pecobaan-percobaan setelahnya berhasil menemukan bahwa:

Massa 1 neutron = 1,6749544 x 10-24 atau sama dengan 1 sma

Neutron tidak bermuatan atau netral.

Adanya penemuan neutron ini, membuat strukur atom semakin jelas, bahwa atom tersusun atas inti atom dengan elektron mengelilingi pada lintasan kulitnya. Inti atom terdiri dari proton yang bermuatan positif dan neutron yang tidak bermuatan. Sedangkan elektron bermuatan negatif.

 

 

  1. 4.      INTI ATOM

Setelah penemuan proton dan elektron, Ernest Rutherford melakukan penelitian penembakan lempeng tipis. Jika atom terdiri dari partikel yang bermuatan positif dan negatif maka sinar alpha yang ditembakkan seharusnya tidak ada yang diteruskan/menembus lempeng sehingga muncullah istilah inti atom.

Ernest Rutherford dibantu oleh Hans Geiger dan Ernest Marsden (1911) menemukan konsep inti atom didukung oleh penemuan sinar X oleh WC. Rontgen (1895) dan penemuan zat Radioaktif (1896).Percobaan Rutherford dapat diklik disini

Hasil percobaan ini membuat Rutherford menyatakan hipotesanya bahwa atom tersusun dari inti atom yang bermuatan positif dan dikelilingi elektron yang bermuatan negatif. Untuk mengimbanginya sehinga atom bersifat netral.

Massa inti atom tidak seimbang dengan massa proton yang ada dalam inti atom, sehingga dapat dipredisi bahwa ada partikel lain dalam inti atom.

 

 

  1. II.      PERKEMBANGAN MODEL ATOM

(MUHAMMAD RIDWAN)

1.    Model Atom Democritus

Democritus berpendapat bahwa jika suatu benda dibelah terus menerus, maka pada saat tertentu akan didapat akan didapat bagian yang tidak dapat dibelah lagi. Bagian seperti ini oleh Democritus disebut atom Istilah atom berasal dari bahasa yunani “a” yang artinya tidak, sedangkan “tomos” yang artinya dibagi. Jadi, atom adalah bagian terkecil dari suatu unsur yang tidak dapat dibelah lagi namun namun masih memiliki sifat kimia dan sifat fisika benda asalnya.

Atom dilambangkan dengan ZXA , dimana A = nomor massa (menunjukkan massa atom, merupakan jumlah proton dan neutron), Z = nomor atom (menunjukkan jumlah elektron atau proton). Proton bermuatan positif, neutron tidak bermuatan (netral), dan elektron bermuatan negatif. Massa proton = massa neutron = 1.800 kali massa elektron. .

Atom-atom yang memiliki nomor atom sama dan nomor massa berbeda disebut isotop, atom-atom yang memiliki nomor massa sama dan nomor atom berbeda dinamakan isobar, atom-atom yang memiliiki jumlah neutron yang sama dinamakan isoton.

 

2. Model Atom John Dalton

Pada tahun 1808, John Dalton adalah seorang guru di Inggris yang melakukan perenungan tentang atom. Hasil perenungan Dalton menyempurnakan teori atom Democritus. Bayangan Dalton dan Democritus adalah bahwa benda itu berbentuk pejal.

Kelebihan model atom Dalton:

Mulai membangkitkan minat terhadap penelitian mengenai model atom dan menjelaskan apa yang tidak dijelaskan pada teiri atom Domocritus.

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

b. Atom dari unsur yang sama memiliiki sifat yang sama begitu pula bila atom dari unsur berbeda maka akan memiliki sifat yang beda pula

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

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

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

 

Kelemahan model atom John Dalton :

Teori atom Dalton tidak dapat menerangkan suatu larutan dapat menghantarkan arus listrik. Bagaimana mungkin bola pejal dapat menghantarkan arus listrik? padahal listrik adalah elektron yang bergerak.

3. Model Atom J.J. Thomson

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

Kelebihan model atom Thomson:

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

Kelemahan model atom Thomson:

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

 

4. Model Atom Rutherford

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

a. Sebagian besar dari atom merupakan permukaan kosong.

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

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

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

Kelebihan Model Atom Rutherford:

Bahwa atom memiliki inti atom yang bermuatan positif dan disekelilingnya terdapat elektron yang mengelilinya.

Kelemahan Model Atom Rutherford:

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

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

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

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

 

5. Model Atom Niels Bohr

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

Kelemahan teori atom Rutherford diperbaiki oleh Neils Bohr yaitu :

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

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

 

 

Kelebihan model atom Bohr:

Atom terdiri dari beberapa kulit/subkulit untuk tempat berpindahnya electron dan atom membentuk suatu orbit dimana inti atom merupakan positif dan disekelilingnya terdapat elektron.

Kelemahan model atom Bohr

a. Tidak dapat menjelaskan efek Zeeman dan efek Strack.

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

Perkembangan Model Atom
Konsep atom pertama kali dikemukakan oleh Demokritos yang tidak didukung oleh eksperimen yang meyakinkan, sehingga tidak dapat diterima oleh beberapa ahli ilmu pengetahuan dan filsafat. Pengembangan konsep atom-atom secara ilmiah dimulai oleh John Dalton (1805), kemudian dilanjutkan oleh Thomson (1897), Rutherford (1911) dan disempurnakan oleh Bohr (1914).

 

 

  1. III.        KONFIGURASI ELEKTRON

Konfigurasi elektron adalah susunan elektron-elektron pada sebuah atom, molekul, atau struktur fisik lainnya. Sama seperti partikel elementer lainnya, elektron patuh pada hukum mekanika kuantum dan menampilkan sifat-sifat bak-partikel maupun bak-gelombang. Secara formal, keadaan kuantum elektron tertentu ditentukan oleh fungsi gelombangnya, yaitu sebuah fungsi ruang dan waktu yang bernilai kompleks. Menurut interpretasi mekanika kuantum Copenhagen, posisi sebuah elektron tidak bisa ditentukan kecuali setelah adanya aksi pengukuran yang menyebabkannya untuk bisa dideteksi. Probabilitas aksi pengukuran akan mendeteksi sebuah elektron pada titik tertentu pada ruang adalah proporsional terhadap kuadrat nilai absolut fungsi gelombang pada titik tersebut.

Elektron-elektron dapat berpindah dari satu aras energi ke aras energi yang lainnya dengan emisi atau absorpsi kuantum energi dalam bentuk foton. Oleh karena asas larangan Pauli, tidak boleh ada lebih dari dua elektron yang dapat menempati sebuah orbital atom, sehingga elektron hanya akan meloncat dari satu orbital ke orbital yang lainnya hanya jika terdapat kekosongan di dalamnya.

Pengisian elektron dalam orbital-orbital memenuhi beberapa peraturan. antara lain:

1. Prinsip Aufbau : elektron-elektron mulai mengisi orbital dengan tingkat energi terendah dan seterusnya.

Orbital yang memenuhi tingkat energi yang paling rendah adalah 1s dilanjutkan dengan 2s, 2p, 3s, 3p, dan seterusnya dan untuk mempermudah dibuat diagram sebagai berikut:

 

Contoh pengisian elektron-elektron dalam orbital beberapa unsur:

Atom H : mempunyai  1 elektron, konfigurasinya 1s1
Atom C : mempunyai  6 elektron, konfigurasinya 1s2 2s2 2p2
Atom K : mempunyai 19 elektron, konfigurasinya 1s2 2s2 2p6 3S2 3p64s1

2. Prinsip Pauli : tidak mungkin di dalam atom terdapat 2 elektron dengan keempat bilangan kuantum yang sama.

Hal ini berarti, bila ada dua elektron yang mempunyai bilangan kuantum utama, azimuth dan magnetik yang sama, maka bilangan kuantum spinnya harus berlawanan.

3. Prinsip Hund : cara pengisian elektron dalam orbital pada suatu sub kulit ialah bahwa elektron-elektron tidak membentuk pasangan elektron sebelum masing-masing orbital terisi dengan sebuah elektron.

Contoh:
– Atom C dengan nomor atom 6, berarti memiliki 6 elektron dan cara Pengisian orbitalnya adalah:

 

Berdasarkan prinsip Hund, maka 1 elektron dari lintasan 2s akan berpindah ke lintasan 2pz, sehi

ngga sekarang ada 4 elektron yang tidak berpasangan. Oleh karena itu agar semua orbitalnya penuh, maka atom karbon berikatan dengan unsur yang dapat memberikan 4 elektron. Sehingga di alam terdapat senyawa CH4 atau CCl4, tetapi tidak terdapat senyawa CCl3 atau CCl5.

Konfigurasi elektron dari atom

Hubungan antara orbital dengan tabel periodik

Kita akan melihat bagaimana cara menuliskan konfigurasi elektron sampai pada orbital d. Halaman ini akan menjelaskan konfigurasi berdasarkan tabel periodik sederhana di atas ini dan selanjutnya pengaplikasiannya pada konfigurasi atom yang lebih besar.

Periode Pertama

Hidrogen hanya memiliki satu elektron pada orbital 1s, kita dapat menuliskannya dengan 1s1 dan helium memiliki dua elektron pada orbital 1s sehingga dapat dituliskan dengan 1s2

Periode kedua

Sekarang kita masuk ke level kedua, yaitu periode kedua. Elektron litium memenuhi orbital 2s karena orbital ini memiliki energi yang lebih rendah daripada orbital 2p. Litium memiliki konfigurasi elektron 1s22s1. Berilium memiliki elektron kedua pada level yang sama – 1s22s2.

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

B 1s22s22px1
C 1s22s22px12py 1
N 1s22s22px12py 12pz1

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

O 1s22s22px22p y12pz1
F 1s22s22px22py 22pz1
Ne  1s22s22px22py 22pz2

Kita dapat melihat di sini bahwa semakin banyak jumlah elektron, semakin merepotkan bagi kita untuk menuliskan struktur elektron secara lengkap. Ada dua cara penulisan untuk mengatasi hal ini dan kita harus terbiasa dengan kedua cara ini.

Cara singkat pertama : Seluruh variasi orbital p dapat dituliskan secara bertumpuk. Sebagai contoh, flor dapat ditulis sebagai 1s22s22p5, dan neon sebagai 1s22s22p6.

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

Sebagai contoh, walaupun kita belum membahas konfigurasi elektron dari klor, kita dapat menuliskannya sebagai 1s22s22p63s23px23p y23pz1.

Perhatikan bahwa elektron-elektron pada orbital 2p bertumpuk satu sama lain sementara orbital 3p dituliskan secara penuh. Sesungguhnya elektron-elektron pada orbital 3p terlibat dalam pembentukan ikatan karena berada pada kulit terluar dari atom, sementara elektron-elektron pada 2p terbenam jauh di dalam atom dan hampir bisa dikatakan tidak berperan sama sekali.

Cara singkat kedua : Kita dapat menumpukkan seluruh elektron-elektron terdalam dengan menggunakan, sebagai contoh, simbol [Ne]. Di dalam konteks ini, [Ne] berarti konfigurasi elektron dari atom neon -dengan kata lain 1s22s22px22py22p z2.

Berdasarkan cara di atas kita dapat menuliskan konfigurasi elektron klor dengan [Ne]3s23px23py23pz 1.

Periode ketiga

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

Sebagai contoh :

   

cara singkat

Mg

1s22s22p63s2

[Ne]3s2

1s22s22p63s23px 23py13pz1

[Ne]3s23px23py13p z1

Ar

1s22s22p63s23px 23py23pz2

[Ne]3s23px23py23p z2

Permulaan periode keempat

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

K

1s22s22p63s23p6 4s1

Ca

1s22s22p63s23p6 4s2

Bukti kuat tentang hal ini ialah bahwa elemen seperti natrium ( 1s22s22p63s1 ) dan kalium ( 1s22s22p63s23p64s 1 ) memiliki sifat kimia yang mirip.

Elektron terluar menentukan sifat dari suatu elemen. Sifat keduanya tidak akan mirip bila konfigurasi elektron terluar dari kalium adalah 3d1.

Elemen blok s dan p

 

Elemen-elemen pada golongan 1 dari tabel periodik memiliki konfigurasi elektron terluar ns1(dimana n merupakan nomor antara 2 sampai 7). Seluruh elemen pada golongan 2 memiliki konfigurasi elektron terluar ns2. Elemen-elemen di grup 1 dan 2 dideskripsikan sebagai elemen-elemen blok s.

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

Elemen blok d

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

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

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

d5 berarti 

d8 berarti

 

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

Sc

1s22s22p63s23p6 3d14s2

Ti

1s22s22p63s23p6 3d24s2

V

1s22s22p63s23p6 3d34s2

Cr

1s22s22p63s23p6 3d54s1

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

Mn 1s22s22p63s23p6 3d54s2 (kembali ke keteraturan semula)
Fe 1s22s22p63s23p6 3d64s2
Co 1s22s22p63s23p6 3d74s2
Ni 1s22s22p63s23p6 3d84s2
Cu 1s22s22p63s23p6 3d104s1  (perhatikan!)
Zn 1s22s22p63s23p6 3d104s2

Pada elemen seng proses pengisian orbital d selesai.

Pengisian sisa periode 4

Orbital selanjutnya adalah 4p, yang pengisiannya sama seperti 2p atau 3p. Kita sekarang kembali ke elemen dari galium hingga kripton. Sebagai contoh, Brom, memilki konfigurasi elektron 1s22s22p63s23p63d104s 24px24py24pz1.

 Rangkuman

Menuliskan konfigurasi elektron dari hidrogen sampai kripton

  • Gunakan tabel periodik untuk mendapatkan nomor atom yang berarti banyaknya jumlah elektron.
  • Isilah orbital-orbital dengan urutan 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p sampai elektron-elektron selesai terisi. Cermatilah keteraturan pada orbital 3d ! Isilah orbital p dan d dengan elektron tunggal sebisa mungkin sebelum berpasangan.
  • Ingat bahwa kromium dan tembaga memiliki konfigurasi elektron yang tidak sesuai dengan keteraturan.

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

Pertama kita berusaha untuk mengetahui jumlah elektron terluar. Jumlah elektron terluar sama dengan nomor golongan. Sebagai contoh, seluruh elemen pada golongan 3 memiliki 3 elektron pada level terluar. Lalu masukkan elektron-elektron tersebut ke orbital s dan p. Pada level orbital ke berapa ? Hitunglah periode pada tabel periodik.

Sebagai contoh, Yodium berada pada golongan 7 dan oleh karenanya memiliki 7 elektron terluar. Yodium berada pada periode 5 dan oleh karenanya elekton mengisi pada orbital 5s dan 5p. Jadi, Yodium memiliki konfigurasi elektron terluar 5s25px25py25pz 1.

Bagaimana dengan konfigurasi elektron di dalamnya ? Level 1, 2, dan 3 telah terlebih dahulu terisi penuh, dan sisanya tinggal 4s, 4p, dan 4d. Sehingga konfigurasi seluruhnya adalah : 1s22s22p63s23p63d104s 24p64d105s25px25p y25pz1.

Jikalau kita telah menyelesaikannya, hitunglah kembali jumlah seluruh elektron yang ada apakah sama dengan nomor atom.

Contoh yang kedua, Barium , berada pada golongan 2 dan memiliki 2 elektron terluar. Barium berada pada periode keenam. Oleh karenanya, Barium memilki konfigurasi elektron terluar 6s2.

Konfigurasi keseluruhannya adalah : 1s22s22p63s23p63d104s 24p64d105s25p66s2.

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

 

IV. BILANGAN KUANTUM

(MUHAMMAD RIVAN)

Hipotesis Louis de Broglie dan azas ketidakpastian dari Heisenberg merupakan dasar dari model Mekanika Kuantum (Gelombang) yang dikemukakan oleh Erwin Schrodinger pada tahun1927, mengajukan konsep orbital untuk menyatakan kedudukan elektron dalam atom. Orbital menyatakan suatu daerah dimana elektron paling mungkin (peluang terbesar) untuk ditemukan.

Persamaan gelombang (ψ=psi) dari Erwin Schrodinger menghasilkan tiga  bilangan gelombang (bilangan kuantum) untuk menyatakan kedudukan (tingkat energi, bentuk, serta orientasi) suatu orbital. Bilangan kuantum adalah suatu value (nilai bilangan) yang menunjukkan keadaan/kedudukan elektron dalam suatu atom

 

Menurut mekanika gelombang, setiap tingkat energi dalam atom diasosiasikan dengan satu atau lebih orbital. Untuk menyatakan kedudukan (tingkat energi, bentuk, serta orientasi) suatu orbital menggunakan tiga bilangan kuantum, yaitu bilangan kuantum utama (n), bilangan kuantum azimuth, dan bilangan kuantum magnetik (ml atau m) (James E. Brady, 1990).

1. Bilangan Kuantum Utama (n)

Bilangan kuantum utama (n) menyatakan tingkat energi utama atau kulit atom. Bilangan kuantum utama mempunyai harga mulai dari 1, 2, 3, dan seterusnya (bilangan bulat positif) serta dinyatakan dengan lambang (= 1), (= 2), dan seterusnya. Orbital-orbital dengan bilangan kuatum utama berbeda mempunyai tingkat energi yang berbeda secara nyata.

2. Bilangan Kuantum Azimuth (l)

Bilangan kuantum azimuth (l) menyatakan subkulit. Nilai-nilai untuk bilangan kuantum azimuth dikaitkan dengan nilai bilangan kuantum utamanya, yaitu semua bilangan bulat dari 0 sampai (– 1).

3. Bilangan Kuantum Magnetik (ml atau m)

Bilangan kuantum magnetik (m) menyatakan orbital khusus yang ditempati elektron pada suatu subkulit. Bilangan kuantum magnetik juga menyatakan orientasi khusus dari orbital itu dalam ruang relatif terhadap inti. Nilai bilangan kuantum magnetik bergantung pada nilai kuantum azimuth, yaitu semua bilangan bulat mulai dari –l sampai dengan +l, termasuk 0.

 

4. Bilangan Kuantum Spin (ms atau s)

Sambil beredar mengintari inti, elektron juga berputar pada sumbunya. Gerak berputar pada sumbu ini disebut rotasi. Hanya ada dua kemungkinan arah rotasi elektron, yaitu searah atau berlawanan arah jarum jam. Kedua arah yang berbeda itu dinyatakan dengan bilangan kuantum spin (s) yang mempunyai nilai = +1/ 2atau = –1/ 2. Akibatnya satu orbital hanya dapat ditempati oleh maksimum dua elektron, di mana kedua elektron itu haruslah mempunyai spin yang berlawanan, sehingga menghasilkan medan magnet yang berlawanan pula. Medan magnet yang berlawanan ini diperlukan untuk mengimbangi gaya tolak-menolak listrik yang ada (karena muatan sejenis).

Dapat disimpulkan bahwa kedudukan suatu elektron dalam suatu atom dinyatakan oleh empat bilangan kuantum, yaitu:

a. Bilangan kuantum utama (n) menyatakan kulit utamanya.

b. Bilangan kuantum azimuth (l) menyatakan subkulitnya.

c. Bilangan kuantum magnetik (m) menyatakan orbitalnya.

d. Bilangan kuantum spin (s) menyatakan spin atau arah rotasinya.

Ada beberapa hal yang perlu diperhatikan, yaitu: a. Sampai saat ini, elektron-elektron baru menempati subkulit-subkulit spd, dan f. Sedangkan subkulit gh, dan belum terisi elektron. b. Setiap kulit mengandung subkulit sebanyak nomor kulit dan dimulai dari subkulit yang paling sedikit orbitalnya. Kulit pertama hanya mengandung subkulit s; kulit ke-2 mengandung dan p; kulit ke-3 mengandung subkulit sp, dan d; dan seterusnya.

Pembagian Kulit Kulit dalam Atom

Nomor Kulit

Jumlah Subkulit

Jumlah Orbital

Elektron Maksimum

Kulit ke-1 (K)

S

1 orbital

2 elektron

Kulit ke-2 (L)

sp

4 orbital

8 elektron

Kulit ke-3 (M)

spd

9 orbital

18 elektron

Kulit ke-4 (N)

spdf

16 orbital

32 elektron

Kulit ke-5 (O)

spdfg

25 orbital

50 elektron

Kulit ke-6 (P)

spdfgh

36 orbital

72 elektron

Kulit ke-7 (Q)

spdfghi

49 orbital

98 elektron

Kulit ke-n

n buah subkulit

n2 orbital

2n2 elektron

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

STRUKTUR ATOM

  1. I.    PARTIKEL PENYUSUN ATOM

(NADYA GUSNITA SARI)

1.Elektron

Teori atom Dalton menyatakan bahwa atom merupakan bagian terkecil dari materi. Pada kenyataannya, atom dapat dibagi menjadi partikel penyusunnya yaitu elektron, neutron dan proton. Hal ini dibuktikan berdasarkan penelitian tentang arus listrik pada gas bertekanan rendah. Penelitian dimulai pada tahun 1855 oleh Heinrich Geissler, yang berhasil merancang tabung gelas bertekanan rendah yang disebut tabung Geissler. Pada tahun 1859, Julius Plucker menggunakan tabung Geissler alam percobaan elektrolisis gas, didalam tabung ia memasang 2 plat elektrode, elektrode pada kutub positif disebut anode, sedangkan elektrode pada kutub positif disebut katode. Setelah diberi tegangan tinggi, ia mengamati adanya berkas sinar yang dipancarkan dari katode. Namun Plucker menganggap sinar tersebut sebagai cahaya listrik biasa.

Pada tahun 1876, Eugene Goldstein, menggunakan teknik yang sama dengan Plucker, namun ia menamakan berkas sinar yang dipancarkan dari katode sebagai sinar katode. Pertanyaan yang muncul adalah apakah sinar katode itu sebagai gelombang elektromagnetik atau partikel?

Wiliam Crookes, pada tahun 1880, memodifikasi tabung Geissler untuk membuat vakum lebih baik, tabung ini disebut sebagi tabung Crookes. Pengamatan Crookes tehadap karakteristik sinar katode dapat disimpulkan sebagai berikut:

Sinar katode merambat lurus.
Sinar katode membawa muatan karena dibelokkan dalam medan magnet.
Sinar katode memiliki massa karena dapat memutar kincir kecil dalam tabung.
Sinar katode menyebabkan materi seperti gas dan zat lain berpijar.
Akhirnya Crookes menyimpulkan bahwa sinar katode adalah partikel bermuatan.

dibawah  ini penjelasan lain mengenai awal mula ditemukannya elektron:

Pada tahun 1891, George Johnston Stoney, berpendapat bahwa sinar katode adalah partikel, ia menamakan sebagai elektron. Pada tahun 1897, J.J. Thomson membuktikan bahwa sinar katode adalah merupakan berkas partikel, dengan menggunakan tabung sinar katode khusus.

George Johnstone Stoney (1891) yang memberikan nama sinar katoda disebut “elektron”. Kelemahan dari Stoney tidak dapat menjelaskan pengertian atom dalam suatu unsur memiliki sifat yang sama sedangkan unsur yang berbeda akan memiliki sifat berbeda, padahal keduanya sama-sama memiliki elektron.

Antoine Henri Becquerel (1896) menentukan sinar yang dipancarkan dari unsur-unsur Radioaktif yang sifatnya mirip dengan elektron.

Joseph John Thomson (1897) melanjutkan eksperimen William Crookes yaitu pengaruh medan listrik dan medan magnet dalam tabung sinar katoda. Gambar Pembelokan sinar katoda dapat di klik disini

Hasil percobaannya membuktikan bahwa ada partikel bermuatan negatif dalam suatu atom karena sinar tersebut dapat dibelokkan ke arah kutub positif medan listrik.

Hasil percobaan Milikan dan Thomson diperoleh muatan elektron –1 dan massa elektron 0.

 

2. PROTON

Pada tahun 1886, Eugene Goldstein, membuktikan adanya muatan positif. Pembuktian dilakukan menggunakan tabung sinar katode dimana plat katode telah diberi lubang. Ia mengamati jalannya sinar katode yang merambat menuju anode, tenyata terdapat sinar lain yang bergerak dengan arah berlawanan melewati lubang pada plat katode. Oleh karena arahnya berlawanan, maka sinar tersebut haruslah terdiri dari muatan positif.

Pad tahun 1886, sebelum hakikat sinar katode ditemukan, Goldstein melakukan suatu percobaan dengan suatu sinar katode dan menemukan fakta berikut. Apabila katode tidak berlubang ternyata gas dibelakang katode tetap gelap. Namun, bila pada katode diberi lubang maka gas dibelakang katode menjadi berpijar. Hal ini menunjukkan adanya radiasi yang berasal dari anode, yang menerobos lubangpada katode dan memijarkan gas dibelakang katode itu. Radiasi itu disebut sinar anode atau sinar positif atau sinar terusan. Hasil percobaan menunjukan bahwa sinar terusane merupakan raidasi partikel (dapat memutar kincir) dan bermuatan positif (dalam medam listrik dibelokkan ke kutub negatif).

Partikel sinyal terusan hanya bergantung pada jenis gas dalam tabung. Artinya, jika gas dalam tabung diganti, ternyata dihasilkan sinar terusan dengan ukuran yang berbeda, partikel sinyal terusan terkecil diperoleh oleh gas hidrogen. Partikel ini kemudian disebut proton.

Massa 1 proton = 1,6726486 x 10-24 gram atau sama dengan 1sma

Muatan 1 proton = +1 = +1,6 x 10-19 c

Muatan maupun massa partikel sinar terusan dari gas lain selalu merupakan kelipatan bulat dari massa dan muatan proton sehingga diduga bahwa partikel itu terdiri atas proton-proton.

Kemudian pada tahun 1919, Rutherford menemukam proton berbentuk ketika partikel alfa ditembakkan pada inti atom nitrogen. Hal serupa juga terjadi pada penembakan inti atom lain. Hal ini membuktikan bahwa inti atom terdiri atas proton sebagaimana diduga oleh Goldstein.

3. NEUTRON

Penemuan partikel neutron diawali oleh penelitian Rutherford, dalam eksperimennya ia berusaha menghitung jumlah muatan positif dalam inti atom dan massa inti atom dan ia mendapati bahwa massa inti atom hanya setengah dari massa atom. Pada tahun 1920, William Draper Harkins, berasumsi bahwa terdapat partikel lain dalam inti atom selain proton, partikel itu bermassa hampir sama dengan proton dan tidak bermuatan, ia menyebutnya sebagai neutron. Hingga tahun 1932, James Chadwick, membuktikan keberadaan partikel neutron.

Sebenarnya keberadaan neutron sudah diduga oleh Aston sejak tahun 1919. Pada saat itu, Aston menemukan spektrometer massa, yaitu alat yang dapat digunakan untuk menetukan massa atom atau molekul. Dengan alat tersebut, Aston menemukan bahwa atom-atom dari unsur yang sama dapat mempunyai massa yang berbeda. Fenomena ini disebut isotop. Juga ditemukkan bahwa massa suatu atom ternyata tidak sama dengan jumlah protonnya. Banyak atom yang massanya sekitar dua kali massa protonnya. Berdasarkan kedua fakta tersebut , aston menduga keberadaan partikel netral dalam atom yang jumlahnya dapat berbeda meskipun unsurnya sama.

Selanjutnya pada tahun 1930, W Bothe dan H.Becker menembaki inti atom berilium dengan partikel alfa dan menemukan suatu radiasi partikel yang mempunyai daya tembus tinggi. Pada tahun 1932 James Chadwick membuktikan bahwa radiasi tersebut terddiri atas partikel netral yang massanya hampir sama dengan masssa proton. Oleh karena bersifat netral, partikel itu dinamai neutron.Pecobaan-percobaan setelahnya berhasil menemukan bahwa:

Massa 1 neutron = 1,6749544 x 10-24 atau sama dengan 1 sma

Neutron tidak bermuatan atau netral.

Adanya penemuan neutron ini, membuat strukur atom semakin jelas, bahwa atom tersusun atas inti atom dengan elektron mengelilingi pada lintasan kulitnya. Inti atom terdiri dari proton yang bermuatan positif dan neutron yang tidak bermuatan. Sedangkan elektron bermuatan negatif.

 

 

  1. 4.      INTI ATOM

Setelah penemuan proton dan elektron, Ernest Rutherford melakukan penelitian penembakan lempeng tipis. Jika atom terdiri dari partikel yang bermuatan positif dan negatif maka sinar alpha yang ditembakkan seharusnya tidak ada yang diteruskan/menembus lempeng sehingga muncullah istilah inti atom.

Ernest Rutherford dibantu oleh Hans Geiger dan Ernest Marsden (1911) menemukan konsep inti atom didukung oleh penemuan sinar X oleh WC. Rontgen (1895) dan penemuan zat Radioaktif (1896).Percobaan Rutherford dapat diklik disini

Hasil percobaan ini membuat Rutherford menyatakan hipotesanya bahwa atom tersusun dari inti atom yang bermuatan positif dan dikelilingi elektron yang bermuatan negatif. Untuk mengimbanginya sehinga atom bersifat netral.

Massa inti atom tidak seimbang dengan massa proton yang ada dalam inti atom, sehingga dapat dipredisi bahwa ada partikel lain dalam inti atom.

 

 

  1. II.      PERKEMBANGAN MODEL ATOM

1.    Model Atom Democritus

Democritus berpendapat bahwa jika suatu benda dibelah terus menerus, maka pada saat tertentu akan didapat akan didapat bagian yang tidak dapat dibelah lagi. Bagian seperti ini oleh Democritus disebut atom Istilah atom berasal dari bahasa yunani “a” yang artinya tidak, sedangkan “tomos” yang artinya dibagi. Jadi, atom adalah bagian terkecil dari suatu unsur yang tidak dapat dibelah lagi namun namun masih memiliki sifat kimia dan sifat fisika benda asalnya.

Atom dilambangkan dengan ZXA , dimana A = nomor massa (menunjukkan massa atom, merupakan jumlah proton dan neutron), Z = nomor atom (menunjukkan jumlah elektron atau proton). Proton bermuatan positif, neutron tidak bermuatan (netral), dan elektron bermuatan negatif. Massa proton = massa neutron = 1.800 kali massa elektron. .

Atom-atom yang memiliki nomor atom sama dan nomor massa berbeda disebut isotop, atom-atom yang memiliki nomor massa sama dan nomor atom berbeda dinamakan isobar, atom-atom yang memiliiki jumlah neutron yang sama dinamakan isoton.

 

2. Model Atom John Dalton

Pada tahun 1808, John Dalton adalah seorang guru di Inggris yang melakukan perenungan tentang atom. Hasil perenungan Dalton menyempurnakan teori atom Democritus. Bayangan Dalton dan Democritus adalah bahwa benda itu berbentuk pejal.

Kelebihan model atom Dalton:

Mulai membangkitkan minat terhadap penelitian mengenai model atom dan menjelaskan apa yang tidak dijelaskan pada teiri atom Domocritus.

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

b. Atom dari unsur yang sama memiliiki sifat yang sama begitu pula bila atom dari unsur berbeda maka akan memiliki sifat yang beda pula

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

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

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

 

Kelemahan model atom John Dalton :

Teori atom Dalton tidak dapat menerangkan suatu larutan dapat menghantarkan arus listrik. Bagaimana mungkin bola pejal dapat menghantarkan arus listrik? padahal listrik adalah elektron yang bergerak.

3. Model Atom J.J. Thomson

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

Kelebihan model atom Thomson:

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

Kelemahan model atom Thomson:

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

 

4. Model Atom Rutherford

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

a. Sebagian besar dari atom merupakan permukaan kosong.

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

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

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

Kelebihan Model Atom Rutherford:

Bahwa atom memiliki inti atom yang bermuatan positif dan disekelilingnya terdapat elektron yang mengelilinya.

Kelemahan Model Atom Rutherford:

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

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

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

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

 

5. Model Atom Niels Bohr

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

Kelemahan teori atom Rutherford diperbaiki oleh Neils Bohr yaitu :

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

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

 

 

Kelebihan model atom Bohr:

Atom terdiri dari beberapa kulit/subkulit untuk tempat berpindahnya electron dan atom membentuk suatu orbit dimana inti atom merupakan positif dan disekelilingnya terdapat elektron.

Kelemahan model atom Bohr

a. Tidak dapat menjelaskan efek Zeeman dan efek Strack.

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

Perkembangan Model Atom
Konsep atom pertama kali dikemukakan oleh Demokritos yang tidak didukung oleh eksperimen yang meyakinkan, sehingga tidak dapat diterima oleh beberapa ahli ilmu pengetahuan dan filsafat. Pengembangan konsep atom-atom secara ilmiah dimulai oleh John Dalton (1805), kemudian dilanjutkan oleh Thomson (1897), Rutherford (1911) dan disempurnakan oleh Bohr (1914).

 

 

  1. III.        KONFIGURASI ELEKTRON

Konfigurasi elektron adalah susunan elektron-elektron pada sebuah atom, molekul, atau struktur fisik lainnya. Sama seperti partikel elementer lainnya, elektron patuh pada hukum mekanika kuantum dan menampilkan sifat-sifat bak-partikel maupun bak-gelombang. Secara formal, keadaan kuantum elektron tertentu ditentukan oleh fungsi gelombangnya, yaitu sebuah fungsi ruang dan waktu yang bernilai kompleks. Menurut interpretasi mekanika kuantum Copenhagen, posisi sebuah elektron tidak bisa ditentukan kecuali setelah adanya aksi pengukuran yang menyebabkannya untuk bisa dideteksi. Probabilitas aksi pengukuran akan mendeteksi sebuah elektron pada titik tertentu pada ruang adalah proporsional terhadap kuadrat nilai absolut fungsi gelombang pada titik tersebut.

Elektron-elektron dapat berpindah dari satu aras energi ke aras energi yang lainnya dengan emisi atau absorpsi kuantum energi dalam bentuk foton. Oleh karena asas larangan Pauli, tidak boleh ada lebih dari dua elektron yang dapat menempati sebuah orbital atom, sehingga elektron hanya akan meloncat dari satu orbital ke orbital yang lainnya hanya jika terdapat kekosongan di dalamnya.

Pengisian elektron dalam orbital-orbital memenuhi beberapa peraturan. antara lain:

1. Prinsip Aufbau : elektron-elektron mulai mengisi orbital dengan tingkat energi terendah dan seterusnya.

Orbital yang memenuhi tingkat energi yang paling rendah adalah 1s dilanjutkan dengan 2s, 2p, 3s, 3p, dan seterusnya dan untuk mempermudah dibuat diagram sebagai berikut:

 

Contoh pengisian elektron-elektron dalam orbital beberapa unsur:

Atom H : mempunyai  1 elektron, konfigurasinya 1s1
Atom C : mempunyai  6 elektron, konfigurasinya 1s2 2s2 2p2
Atom K : mempunyai 19 elektron, konfigurasinya 1s2 2s2 2p6 3S2 3p64s1

2. Prinsip Pauli : tidak mungkin di dalam atom terdapat 2 elektron dengan keempat bilangan kuantum yang sama.

Hal ini berarti, bila ada dua elektron yang mempunyai bilangan kuantum utama, azimuth dan magnetik yang sama, maka bilangan kuantum spinnya harus berlawanan.

3. Prinsip Hund : cara pengisian elektron dalam orbital pada suatu sub kulit ialah bahwa elektron-elektron tidak membentuk pasangan elektron sebelum masing-masing orbital terisi dengan sebuah elektron.

Contoh:
– Atom C dengan nomor atom 6, berarti memiliki 6 elektron dan cara Pengisian orbitalnya adalah:

 

Berdasarkan prinsip Hund, maka 1 elektron dari lintasan 2s akan berpindah ke lintasan 2pz, sehi

ngga sekarang ada 4 elektron yang tidak berpasangan. Oleh karena itu agar semua orbitalnya penuh, maka atom karbon berikatan dengan unsur yang dapat memberikan 4 elektron. Sehingga di alam terdapat senyawa CH4 atau CCl4, tetapi tidak terdapat senyawa CCl3 atau CCl5.

Konfigurasi elektron dari atom

Hubungan antara orbital dengan tabel periodik

Kita akan melihat bagaimana cara menuliskan konfigurasi elektron sampai pada orbital d. Halaman ini akan menjelaskan konfigurasi berdasarkan tabel periodik sederhana di atas ini dan selanjutnya pengaplikasiannya pada konfigurasi atom yang lebih besar.

Periode Pertama

Hidrogen hanya memiliki satu elektron pada orbital 1s, kita dapat menuliskannya dengan 1s1 dan helium memiliki dua elektron pada orbital 1s sehingga dapat dituliskan dengan 1s2

Periode kedua

Sekarang kita masuk ke level kedua, yaitu periode kedua. Elektron litium memenuhi orbital 2s karena orbital ini memiliki energi yang lebih rendah daripada orbital 2p. Litium memiliki konfigurasi elektron 1s22s1. Berilium memiliki elektron kedua pada level yang sama – 1s22s2.

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

B 1s22s22px1
C 1s22s22px12py 1
N 1s22s22px12py 12pz1

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

O 1s22s22px22p y12pz1
F 1s22s22px22py 22pz1
Ne  1s22s22px22py 22pz2

Kita dapat melihat di sini bahwa semakin banyak jumlah elektron, semakin merepotkan bagi kita untuk menuliskan struktur elektron secara lengkap. Ada dua cara penulisan untuk mengatasi hal ini dan kita harus terbiasa dengan kedua cara ini.

Cara singkat pertama : Seluruh variasi orbital p dapat dituliskan secara bertumpuk. Sebagai contoh, flor dapat ditulis sebagai 1s22s22p5, dan neon sebagai 1s22s22p6.

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

Sebagai contoh, walaupun kita belum membahas konfigurasi elektron dari klor, kita dapat menuliskannya sebagai 1s22s22p63s23px23p y23pz1.

Perhatikan bahwa elektron-elektron pada orbital 2p bertumpuk satu sama lain sementara orbital 3p dituliskan secara penuh. Sesungguhnya elektron-elektron pada orbital 3p terlibat dalam pembentukan ikatan karena berada pada kulit terluar dari atom, sementara elektron-elektron pada 2p terbenam jauh di dalam atom dan hampir bisa dikatakan tidak berperan sama sekali.

Cara singkat kedua : Kita dapat menumpukkan seluruh elektron-elektron terdalam dengan menggunakan, sebagai contoh, simbol [Ne]. Di dalam konteks ini, [Ne] berarti konfigurasi elektron dari atom neon -dengan kata lain 1s22s22px22py22p z2.

Berdasarkan cara di atas kita dapat menuliskan konfigurasi elektron klor dengan [Ne]3s23px23py23pz 1.

Periode ketiga

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

Sebagai contoh :

   

cara singkat

Mg

1s22s22p63s2

[Ne]3s2

1s22s22p63s23px 23py13pz1

[Ne]3s23px23py13p z1

Ar

1s22s22p63s23px 23py23pz2

[Ne]3s23px23py23p z2

Permulaan periode keempat

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

K

1s22s22p63s23p6 4s1

Ca

1s22s22p63s23p6 4s2

Bukti kuat tentang hal ini ialah bahwa elemen seperti natrium ( 1s22s22p63s1 ) dan kalium ( 1s22s22p63s23p64s 1 ) memiliki sifat kimia yang mirip.

Elektron terluar menentukan sifat dari suatu elemen. Sifat keduanya tidak akan mirip bila konfigurasi elektron terluar dari kalium adalah 3d1.

Elemen blok s dan p

 

Elemen-elemen pada golongan 1 dari tabel periodik memiliki konfigurasi elektron terluar ns1(dimana n merupakan nomor antara 2 sampai 7). Seluruh elemen pada golongan 2 memiliki konfigurasi elektron terluar ns2. Elemen-elemen di grup 1 dan 2 dideskripsikan sebagai elemen-elemen blok s.

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

Elemen blok d

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

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

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

d5 berarti 

d8 berarti

 

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

Sc

1s22s22p63s23p6 3d14s2

Ti

1s22s22p63s23p6 3d24s2

V

1s22s22p63s23p6 3d34s2

Cr

1s22s22p63s23p6 3d54s1

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

Mn 1s22s22p63s23p6 3d54s2 (kembali ke keteraturan semula)
Fe 1s22s22p63s23p6 3d64s2
Co 1s22s22p63s23p6 3d74s2
Ni 1s22s22p63s23p6 3d84s2
Cu 1s22s22p63s23p6 3d104s1  (perhatikan!)
Zn 1s22s22p63s23p6 3d104s2

Pada elemen seng proses pengisian orbital d selesai.

Pengisian sisa periode 4

Orbital selanjutnya adalah 4p, yang pengisiannya sama seperti 2p atau 3p. Kita sekarang kembali ke elemen dari galium hingga kripton. Sebagai contoh, Brom, memilki konfigurasi elektron 1s22s22p63s23p63d104s 24px24py24pz1.

 Rangkuman

Menuliskan konfigurasi elektron dari hidrogen sampai kripton

  • Gunakan tabel periodik untuk mendapatkan nomor atom yang berarti banyaknya jumlah elektron.
  • Isilah orbital-orbital dengan urutan 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p sampai elektron-elektron selesai terisi. Cermatilah keteraturan pada orbital 3d ! Isilah orbital p dan d dengan elektron tunggal sebisa mungkin sebelum berpasangan.
  • Ingat bahwa kromium dan tembaga memiliki konfigurasi elektron yang tidak sesuai dengan keteraturan.

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

Pertama kita berusaha untuk mengetahui jumlah elektron terluar. Jumlah elektron terluar sama dengan nomor golongan. Sebagai contoh, seluruh elemen pada golongan 3 memiliki 3 elektron pada level terluar. Lalu masukkan elektron-elektron tersebut ke orbital s dan p. Pada level orbital ke berapa ? Hitunglah periode pada tabel periodik.

Sebagai contoh, Yodium berada pada golongan 7 dan oleh karenanya memiliki 7 elektron terluar. Yodium berada pada periode 5 dan oleh karenanya elekton mengisi pada orbital 5s dan 5p. Jadi, Yodium memiliki konfigurasi elektron terluar 5s25px25py25pz 1.

Bagaimana dengan konfigurasi elektron di dalamnya ? Level 1, 2, dan 3 telah terlebih dahulu terisi penuh, dan sisanya tinggal 4s, 4p, dan 4d. Sehingga konfigurasi seluruhnya adalah : 1s22s22p63s23p63d104s 24p64d105s25px25p y25pz1.

Jikalau kita telah menyelesaikannya, hitunglah kembali jumlah seluruh elektron yang ada apakah sama dengan nomor atom.

Contoh yang kedua, Barium , berada pada golongan 2 dan memiliki 2 elektron terluar. Barium berada pada periode keenam. Oleh karenanya, Barium memilki konfigurasi elektron terluar 6s2.

Konfigurasi keseluruhannya adalah : 1s22s22p63s23p63d104s 24p64d105s25p66s2.

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

 

IV. BILANGAN KUANTUM

(MUHAMMAD RIVAN)

Hipotesis Louis de Broglie dan azas ketidakpastian dari Heisenberg merupakan dasar dari model Mekanika Kuantum (Gelombang) yang dikemukakan oleh Erwin Schrodinger pada tahun1927, mengajukan konsep orbital untuk menyatakan kedudukan elektron dalam atom. Orbital menyatakan suatu daerah dimana elektron paling mungkin (peluang terbesar) untuk ditemukan.

Persamaan gelombang (ψ=psi) dari Erwin Schrodinger menghasilkan tiga  bilangan gelombang (bilangan kuantum) untuk menyatakan kedudukan (tingkat energi, bentuk, serta orientasi) suatu orbital. Bilangan kuantum adalah suatu value (nilai bilangan) yang menunjukkan keadaan/kedudukan elektron dalam suatu atom

 

Menurut mekanika gelombang, setiap tingkat energi dalam atom diasosiasikan dengan satu atau lebih orbital. Untuk menyatakan kedudukan (tingkat energi, bentuk, serta orientasi) suatu orbital menggunakan tiga bilangan kuantum, yaitu bilangan kuantum utama (n), bilangan kuantum azimuth, dan bilangan kuantum magnetik (ml atau m) (James E. Brady, 1990).

1. Bilangan Kuantum Utama (n)

Bilangan kuantum utama (n) menyatakan tingkat energi utama atau kulit atom. Bilangan kuantum utama mempunyai harga mulai dari 1, 2, 3, dan seterusnya (bilangan bulat positif) serta dinyatakan dengan lambang (= 1), (= 2), dan seterusnya. Orbital-orbital dengan bilangan kuatum utama berbeda mempunyai tingkat energi yang berbeda secara nyata.

2. Bilangan Kuantum Azimuth (l)

Bilangan kuantum azimuth (l) menyatakan subkulit. Nilai-nilai untuk bilangan kuantum azimuth dikaitkan dengan nilai bilangan kuantum utamanya, yaitu semua bilangan bulat dari 0 sampai (– 1).

3. Bilangan Kuantum Magnetik (ml atau m)

Bilangan kuantum magnetik (m) menyatakan orbital khusus yang ditempati elektron pada suatu subkulit. Bilangan kuantum magnetik juga menyatakan orientasi khusus dari orbital itu dalam ruang relatif terhadap inti. Nilai bilangan kuantum magnetik bergantung pada nilai kuantum azimuth, yaitu semua bilangan bulat mulai dari –l sampai dengan +l, termasuk 0.

 

4. Bilangan Kuantum Spin (ms atau s)

Sambil beredar mengintari inti, elektron juga berputar pada sumbunya. Gerak berputar pada sumbu ini disebut rotasi. Hanya ada dua kemungkinan arah rotasi elektron, yaitu searah atau berlawanan arah jarum jam. Kedua arah yang berbeda itu dinyatakan dengan bilangan kuantum spin (s) yang mempunyai nilai = +1/ 2atau = –1/ 2. Akibatnya satu orbital hanya dapat ditempati oleh maksimum dua elektron, di mana kedua elektron itu haruslah mempunyai spin yang berlawanan, sehingga menghasilkan medan magnet yang berlawanan pula. Medan magnet yang berlawanan ini diperlukan untuk mengimbangi gaya tolak-menolak listrik yang ada (karena muatan sejenis).

Dapat disimpulkan bahwa kedudukan suatu elektron dalam suatu atom dinyatakan oleh empat bilangan kuantum, yaitu:

a. Bilangan kuantum utama (n) menyatakan kulit utamanya.

b. Bilangan kuantum azimuth (l) menyatakan subkulitnya.

c. Bilangan kuantum magnetik (m) menyatakan orbitalnya.

d. Bilangan kuantum spin (s) menyatakan spin atau arah rotasinya.

Ada beberapa hal yang perlu diperhatikan, yaitu: a. Sampai saat ini, elektron-elektron baru menempati subkulit-subkulit spd, dan f. Sedangkan subkulit gh, dan belum terisi elektron. b. Setiap kulit mengandung subkulit sebanyak nomor kulit dan dimulai dari subkulit yang paling sedikit orbitalnya. Kulit pertama hanya mengandung subkulit s; kulit ke-2 mengandung dan p; kulit ke-3 mengandung subkulit sp, dan d; dan seterusnya.

Pembagian Kulit Kulit dalam Atom

Nomor Kulit

Jumlah Subkulit

Jumlah Orbital

Elektron Maksimum

Kulit ke-1 (K)

S

1 orbital

2 elektron

Kulit ke-2 (L)

sp

4 orbital

8 elektron

Kulit ke-3 (M)

spd

9 orbital

18 elektron

Kulit ke-4 (N)

spdf

16 orbital

32 elektron

Kulit ke-5 (O)

spdfg

25 orbital

50 elektron

Kulit ke-6 (P)

spdfgh

36 orbital

72 elektron

Kulit ke-7 (Q)

spdfghi

49 orbital

98 elektron

Kulit ke-n

n buah subkulit

n2 orbital

2n2 elektron

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

One response »

Leave a Reply

Fill in your details below or click an icon to log in:

WordPress.com Logo

You are commenting using your WordPress.com account. Log Out / Change )

Twitter picture

You are commenting using your Twitter account. Log Out / Change )

Facebook photo

You are commenting using your Facebook account. Log Out / Change )

Google+ photo

You are commenting using your Google+ account. Log Out / Change )

Connecting to %s