PERHITUNGAN MINGGU / JUMLAH JAM EFEKTIF
B. Ringkasan Materi Ajar 1 Teori atom Bohr
Niels Bohr menyatakan elektron mengelilingi inti atom pada tingkat- tingkat energi (kulit) tertentu dan elektron dapat berpindah dari tingkat energi satu ke tingkat energi lainnya.
Kelemahan model atom Bohr yaitu
Teori atom bohr hanya dapat menerangkan spektrum atom yang sederhana seperti hidrogen tetapi tidak dapat menjelaskan spektrum atom yang lebih rumit.
Teori atom Bohr tidak dapat menjelaskan pengaruh medan magnet dalam atom hidrogen.
Ketidakmampuan model atom Bohr menerangkan struktur atom selain atom hidrogen dan gejala atom dalam medan magnet disempurnakan oleh Louis de Broglie. Menurut de Broglie selain bersifat sebagai partikel elektron dapat bersifat sebagai gelombang.
Werner Heisenbreg menyatakan suatu prinsip yang dikenal dengan prisip ketidakpastian Heisenbreg. Prinsip Heisenbreg menyatakan bahwa kedudukan partikel seperti elektron tidak dapat ditentukan dengan pasti pada saat yang sama.
Pendapat de Broglie kemudian dikembangkan oleh Schrodinger. Dimana Schrodinger merumuskan suatu persamaan mekanika gelombang untuk menggambarkan elektron pada atom. Selain itu Schrodinger juga merumuskan konsep Orbital yaitu daerah di sekitar inti tempat peluang elektron banyak ditemukan.
2. Bilangan Kuantum
Bilangan Kuantum adalah bilangan yang menyatakan letak/kedudukan elektron di dalam suatu orbital. Bilangan Kuantum dapat digolongkan menjadi 4 yaitu: bilangan kuantum utama (n), bilangan kuantum azimuth (l), bilangan kuantum magnetik (m) dan bilangan kuantum spin (s) .
tingkat energi utama. Bilangan kuantum utama dinyatakan dengan lambang (n). Kulit Harga n- K 1 L 2 M 3 N 4 dst. dst.
b. Bilangan kuantum azimuth (l)
Bilangan kuantum azimuth (l) menyatakan sub kulit tempat elektron berada dan bentuk orbital.
Untuk harga l = 0 ; sesuai sub kulit s (s = sharp) Untuk harga l = 1 ; sesuai sub kulit p (p = principle) Untuk harga l= 2 ; sesuai sub kulit d (d = diffuse) Untuk harga l= 3 ; sesuai sub kulit f (f = fundamental)
Ketentuan harga sub kulit (l) tergantung pada harga kulit (n) menurut aturan berikut :
Harga (l) = 0,1,2,3,4… (n-1)
Keterangan :
Bilangan Kuantum Utama (n) Bilangan Kuantum Azimut (I)
K (n = 1) 1s (l = 0) L (n = 2) 2s (l = 0) 2p (l = 1) M (n = 3) 3s (l = 0) 3p (l = 1) 3d (l = 2) N (n = 4) 4s (l = 0) 4p (l = 1) 4d (l = 2) 4f (l = 3)
c. Bilangan kuantum magnetik (m)
Bilangan kuantum magnetik menyatakan orbital tempat ditemukannya elektron pada subkulit tertentu .
Jika l = 0 (subkulit s) maka harga m = 0 (ada 1 buah orbital) Subkulit s dapat digambarkan dengan diagram orbital berikut :
0
Jika l = 1 (subkulit p) maka harga m = -1, 0, +1 (ada 3 buah orbital) Subkulit p dapat digambarkan dengan diagram orbital berikut :
-1 0 +1
Jika l = 2 (subkulit d) maka harga m = -2, -1, 0, +1, +2 (ada 5 buah orbital)
Subkulit d dapat digambarkan dengan diagram orbital berikut :
-2 -1 0 +1 +2
Jika l = 3 (subkulit f) maka harga m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 (ada 7 buah orbital)
Subkulit f dapat digambarkan dengan diagram orbital berikut :
-3 -2 -1 0 +1 +2 +3 d. Bilangan kuantum spin (s)
Bilangan kuantum spin (s): menunjukkan arah perputaran elektron pada sumbunya. Dalam satu orbital, maksimum dapat beredar 2 elektron dan kedua elektron ini berputar melalui sumbu dengan arah yang berlawanan, dan masing-masing diberi harga spin +1/2 atau -1/2. Artinya spin elektron yang satu +1/2 (↑) dan spin elektron yang satu lain -1/2 (↓).
3. Bentuk Orbital
Bentuk orbital ditentukan oleh bilangan kuantum azimuth (l) artinya orbital dengan bilangan azimuth yang sama akan mempunyai bentuk yang sama.
a. Orbital s
Orbital s adalah orbital yang terletak di subkulit s. Subkulit s hanya mempunyai 1 buah orbital dengan 2 elektron. Bentuk orbital s seperti bola.
b. Orbital p
Orbital p adalah orbital yang terletak di subkulit p. subkulit p mempunyai 3 buah orbital yang terletak di subkulit p yaitu px, py, dan pz. Bentuk orbital p seperti balon.
c. Orbital d
Orbital d memiliki 5 bentuk orbital yaitu orbital dxy, dxz, dyz, dz2, dan dx2-y2
4. Konfigurasi Elektron
Konfigurasi elektron adalah penyebaran elektron dalam kulit dan subkulit. Pada penulisan konfigurasi elektron perlu dipertimbangkan tiga aturan (asas), yaitu :
a. Prinsip Aufbau
Berdasarkan prinsip aufbau pengisian elekron dimulai dari tingkat energi yang terendah kemudian ke tingkat energi yang lebih tinggi.
Berdasarkan urutan tingkat energi tersebut dapat diperhatikan pada ketentuan bilangan kuantum azimuth (l) yang berhubungan dengan bilangan kuantum utama (n).
Berdasarkan jumlah orbital dari masing-masing subkulit dan tiap orbital maksimum berisi 2 elektron , jumlah elektron maksimum masing-masing subkulit adalah :
Subkulit s , maksimum berisi 2 elektron. Subkulit p , maksimum berisi 6 elektron. Subkulit d , maksimum berisi 10 elektron. Subkulit f , maksimum berisi 14 elektron.
Urutan tingkat energy ditunjukkan pada gambar berikut :
Urutan energi dari yang paling rendah ke yang paling tinggi adalah sebagai berikut :
1s2 < 2s2 < 2p6 < 3s2 < 3p6 < 4s2 < 3d10 < 4p6 < 5s2 < 4d10 < 5p6 < 6s2 < 4f14 < 5d10 < 6p6 < 7s2 < 5f14 < 6d10 < 7p6
Dalam pengisian elektron, subkulit yang tingkat energinya rendah diisi penuh terlebih dahulu kemudian sisa elektron menempati subkulit dengan tingkat energi yang lebih tinggi.
Contoh :
11 Na : 1s2 2s2 2p6 3s1
26 Fe : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Penulisan konfigurasi elektron juga dapat disingkat berdasarkan konfigurasi elektron gas mulia.
Contoh :
11 Na : [Ne] 3s1 26 Fe : [Ar] 4s2 3d6 b. Kaidah Hund
Menurut Hund pengisian elektron pada orbital p, d, f mula-mula diisi masing-masing orbital satu elektron dengan arah yang sama (arah keatas)
elektron berpasangan (arah kebawah). Contoh :
Pengisian elektron pada orbital p
Benar
Salah
c. Azaz Larangan Pauli
Menyatakan bahwa tidak mungkin ada dua elektron dalam satu atom yang mempunyai keempat bilangan kuantum yang sama. Jika dua elektron yang menempati satu orbital maka akan mempunyai bilangan kuantum utama, azimuth, dan magnetik yang sama tetapi mempunyai harga spin yang berbeda. Begitu juga jika n, l, dan s sama pasti harga m berbeda atau jika n, m , dan s sama pasti harga l berbeda.
Contoh :
4 Be : 1s2 2s2
Harga n, l, m dan s untuk orbital 2s2 dari 4 Be adalah berikut : Elektron ketiga Elektron keempat
n = 2 n = 2 l = 0 l = 0 m = 0 m = 0 s = +1/2 s = +1/2 Orbital 2s2 0
5. Tabel Periodik Unsur
Tabel periodik yang digunakan saat ini adalah tabel periodik modern atau dikenal dengan nama tabel periodik bentuk panjang. Pada tabel periodik ini lajur horizontal yang disebut periode disusun berdasarkan kenaikan nomor atom sedangkan lajur vertikal yang disebut golongan disebut berdasarkan kemiripan sifat.
a. Pengelompokan Unsur
Berdasarkan tabel periodik, unsur - unsur dapat dikelompokkan menjadi dua golongan besar yaitu golongan utama dan golongan transisi. Hubungan antara penggolongan unsur dengan elektron valensi dapat dilihat pada tabel berikut :
Tabel Hubungan antara golongan dengan electron valensi
b. Hubungan Konfigurasi Elektron dengan Letaknya Dalam Tabel Periodik Konfigurasi elektron suatu dapat menunjukkan letak golongan dan periode dalam tabel periodik unsur. Jumlah elektron valensi pada subkulit tertentu menunjukkan golongan . Cara penentuan elektron menunjukkan periode. Caranya dengan menentukan harga n terbesar. Cara menentukan periode dan golongan yaitu dari konfigurasi elektron yang netral (tidak bermuatan) dan dalam keadaan stabil (tidak tereksitasi).
Contoh :
Tentukan golongan dan periode dari unsur 33Ar ? 33Ar : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p3
Dari konfigurasi elektron tersebut , elektron valensi = 5 dan terletak pada blok s dan p berarti termasuk golongan VA, dan jumlah kulit yang terisi elektron = 4 , berarti periode 4.
C. Model / Metode Pendekatan