Kimia Dasar 1A Dr. Rukman Hertadi

(1)

6. Struktur atom

Kimia Dasar 1A

(2)

Materi struktur atom

Cahaya sebagai partikel dan gelombang.

Persamaan yang menghubungkan energi, panjang gelombang, frekuensi dan sifat gelombang/partikel cahaya.

Spektrum garis hidrogen dan hubungannya dengan tingkat energi elektron. Menguji model Bohr untuk hidrogen.

Menjelaskan model mekanika gelombang dari atom.

De nisi dan penggunaan bilangan kuantum.

Menuliskan kon gurasi elektron pada keadaan dasar.

Susunan tabel periodik dan hubungannya dengan kon gurasi elektron Bentuk orbital s, p, dan d.

Menggunakan kon gurasi elektron dan tabel periodik untuk meramalkan sifat kimia unsur- unsur.

·

(3)

Sifat gelombang cahaya

Gelombang adalah perubahan terus menerus atau osilasi materi pada bidang sik.

Cahaya adalah gelombang elektromagnetik yang terdiri dari osilasi medan listrik dan medan magnet yang merambat melewati ruang.

(4)

Gelombang dapat dikarakterisasi oleh panjang gelombang ( ) dan frekuensi ( ) Perkalian antara frekuensi, , dan panjang gelombang, akan memberikan kecepatan gelombang (m/s).

Satuan frekuensi, , sering dinyatakan dalam Hertz (Hz).

Kecepatan cahaya (c) dalam ruang hampa adalah 3 x 10 m/s.

Karakteristik gelombang

λ ν

ν ( ) s

⁻¹

λ (m)

s

⁻¹

8

c = νλ

(5)

Spektrum elektromagnetik

Spektrum elektromagnetik terdiri dari semua frekuensi cahaya yang dibagi ke dalam daerah berdasarkan panjang gelombang radiasi.

(6)

Latihan

Di antara radiasi berikut manakan yang memiliki frekuensi paling rendah?

A. sinar gamma B. infra merah

C. gelombang mikro D. sinar tampak E. sinar ultraviolet

Submit Show Hint Show Answer Clear

(7)

Misteri fisika abad ke-19

Masalah sika yang tidak dapat dijelaskan dengan pendekatan sika klasik:

1. Radiasi benda hitam 2. Efek fotolistrik

3. Spektrum garis unsur

(8)

Radiasi benda hitam

Semua materi pada temperatur di atas 0 K akan mengemisikan radiasi elektromagnetik yang merupakan hasil konversi dari energi dalam ke energi elektromagnetik.

Sebaliknya, semua materi juga dapat menyerap sebagian radiasi elektromagnetik. Objek yang dapat menyerap semua radiasi elektromagnetik disebut benda hitam.

Ketika benda hitam ada dalam kesetimbangan termal, emisinya memiliki distribusi frekuensi tertentu yang bergantung pada temperatur. Emisi ini disebut radiasi benda hitam.

(9)

Wien dan Lummer tahun 1895 melakukan percobaan untuk mempelajari distribusi energi radiasi benda hitam. Mereka mendapatkan kurva distribusi energi yang bergantung pada temperatur.

Ketika temperatur diturunkan, intensitas puncak radiasi menurun dan juga menggeser panjang gelombang puncak radiasi ( ) ke

lebih besar.

Adanya puncak intensitas emisi radiasi tidak dapat diterangkan oleh sika klasik, yang menyatakan bahwa semakin pendek panjang gelombang, semakin tinggi intensitasnya.

Efek temperatur pada Radiasi benda hitam

λ

_max

λ

(10)

Hipotesa quantum untuk radiasi benda hitam

Tahun 1900, Max Planck, mengemukakan hipotesa untuk menerangkan spektrum yang dipancarakan benda hitam.

Planck mengemukakan bahwa radiasi elektromagnetik dari benda hitam merupakan pancaran paket-paket kecil energi yang disebut quanta energi atau foton dan bukan merupakan radiasi yang berisfat kontinu.

Foton bergerak dengan kecepatan cahaya (c) dan energinya sebanding dengan frekuensinya.

h = tetapan Planck = 6.626 x 10 J.s.

Berdasarkan konsep ini, energi bertambah dan berkurang sejumlah bilangan bulat, yaitu

, bukan pecahan, seperti .

E = hν = h c λ

-34

±hν, ±2hν, ±3hν, … ±0, 23hν, ±0, 45hν, …

(11)

Contoh perhitungan energi foton

Warna merah pada kembang api berasal dari emisi cahaya pada 650 nm yang dihasilkan ketika dipanaskan.

(A) Tentukan energi satu foton dari cahaya merah pada panjang gelombang tersebut.

(B) Tentukan juga energi untuk satu mol foton.

Sr( NO

_{3 2}

)

E = hν = h c λ

= (6.626 × 10

⁻³⁴

J.s)(3.00 × 10

⁸

m/s) 650 × 10

⁻⁹

m

= 3.1 × 10

⁻¹⁹

J

E = ( ) ×

( ) = 1.8 × J/mol

3.1 × 10

⁻¹⁹

J 1 foton

6.022 × 10

²³

foton

1 mol 10

⁵

(12)

Efek fotolistrik

Efek fotolistrik adalah terlepasnya elektron dari permukaan logam ketika disinari cahaya.

Elektron akan terlepas bila frekuensi cahaya menghasilkan energi melebihi energi ikat elektron.

Contoh cahaya ungu akan menyebabkan terlepasnya elektron pada permukaan logam kalium, tetapi ketika permukaan logam disinari cahaya merah pelepasan elektron tidak teramati.

·

(13)

Tahun 1905, Einstein mengusulkan ide bahwa cahaya memiliki sifat partikel dan gelombang untuk menjelaskan efek fotolistrik.

Partikel cahaya, foton, memiliki energi sebesar . Menurut Einstein energi foton harus lebih tinggi dari fungsi kerja ( ).

, yaitu energi minimum yang diperlukan foton untuk melepas elektron dari permukaan logam.

Setiap logam memiliki nilai berbeda-beda.

Efek fotolistrik

E = hν

Φ E K

_elektron

= hν − Φ

Φ = hν

₀

Φ

(14)

Fungsi kerja ( )

Fungsi kerja, , adalah sifat intrinsik dari logam, yang dide nisikan sebagai energi minimum yang diperlukan untuk mengeluarkan sebuah elektron pada permukaan padatan logam (bulk).

Fungsi kerja sering dikaitkan dengan energi ionisasi, padahal keduanya memiliki perbedaan konsep. Energi ionisasi adalah energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron dari suatu atom dalam fasa gas.

Oleh karena itu, ada perbedaan nilai antara fungsi kerja dan energi ionisasi.

UNSUR FUNGSI KERJA (EV) ENERGI IONISASI (EV)

Li 2.93 5.39

Φ

M(s) + E ⟶ M

⁺

(s) + e

⁻

M(g) + E ⟶ M

⁺

(g) + e

⁻

(15)

Tipe Spektrum radiasi elektromagnetik:

1. Spektrum kontinu. Spektrum ini dapat dibuat dengan memijarkan padatan atau gas pada tekanan tinggi.

2. Spektrum absorpsi. Spektrum ini dapat dibuat dengan cara menyinari gas dingin dengan sumber cahaya kontinu. Spektrum absorpsi nampak sebagai gari-garis gelap yang karakteristik dengan komposisi gas.

3. Spektrum emisi. Spektrum ini dibuat dengan cara memanaskan padatan atau gas pada tekanan rendah, radiasi yang diemisikan akan nampak sebagai spektrum garis dengan warna-warna tertentu.

Spektrum

(16)

Pembuatan spektrum garis atom

(17)

Spektrum garis atom

(18)

Spektrum garis hidrogen

Di antara spektrum garis atom yang telah diperoleh, spektrum atom hidrogen yang paling sederhana. Oleh karena itu, menjadi spektrum garis yang paling intensif dipelajari.

Spektrum garis hidrogen membentuk pola karakteristik pada emisi di daerah IR (Deret Paschen), Vis (Deret Balmer), dan UV (Deret Lyman).

(19)

Persamaan Balmer

J. J. Balmer tahun 1860 mempelajari pola spektrum garis pada daerah sinar tampak dan menemukan formula untuk menentukan/meramalkan panjang gelombang garis emisi.

Dengan ketentuan b = 464.56 nm dan = 3, 4, 5, 6, ...

λ = b

( )

n

²₂

− 4 n

²₂

n

2

(20)

Persamaan Rydberg

J. Rydberg menurunkan persamaan umum untuk semua garis emisi spektrum atom hidrogen:

- = tetapan Rydberg = 109678 cm

- = panjang gelombang yang diemisikan

- dan adalah bilangan bulat dari , dengan ketentuan

n berhubungan dengan tingkat energi atom. Garis emisi pada spektrum garis merupakan hasil transisi elektron dari tingkat energi ke tingkat energi .

= ( −

) 1

λ R

_H

1 n

²₁

1 n

²₂

R

_H ^-1

λ

(21)

1. Deret Lyman:

2. Deret Balmer:

3. Deret Paschen:

n

₁

(22)

Contoh aplikasi persamaan Rydberg

Ramalkan panjang gelombang (nm) garis emisi pada deret Balmer dengan tingkat energi asal,

Solusi:

Deret Balmer:

= 6 n

2

= 2 n

₁

1 λ

λ

= ( −

) = 109678 c ( − ) = 24373.9 R

H

1 n

²₁

1 n

²₂

m

⁻¹

1

2

²

1

6

²

cm

⁻¹

= 1 = 4, 1 × cm = 410.29 nm

24373.9 cm

⁻¹

10

⁻⁵

(23)

Tahun 1913, Bohr mencoba menjelaskan persamaan Rydberg dan spektrum garis hidrogen dengan mengusulkan model atom.

Model atom Bohr menyatakan bahwa elektron bergerak mengelilingi inti, seperti planet mengelilingi matahari.

- Setiap elektron bergerak pada orbit yang tetap

- Setiap orbit memiliki tingkat energi tertentu.

Teori atom Bohr

(24)

Postulat:

Elektron hanya dapat memiliki energi tertentu yang disebut tingkat energi. Tingkat energi adalah terquantisasi.

Untuk elektron pada atom hidrogen, energi diberikan oleh persamaan

Untuk atom lain yang berelektron tunggal mirip hidrogen, seperti He , Li , Be ,...

energinya diberikan oleh persamaan:

Dengan Z = nomor atom

Postulat tingkat energi

E = − hc R

E = −b Z

²

n

²

(25)

Untuk elektron atom hidrogen, perubahan energi diberikan oleh persamaan berikut:

b = 2.179 10 J

Transisi elektron dapat terjadi bila, energi foton yang diserap atau diemisikan atom setara dengan

Cahaya diserap oleh atom ketika elektron pindah ke tingkat yang lebih tinggi ( ).

Pada peristiwa ini . Elektron akan terlepas dari atom bila .

Cahaya diemisikan oleh atom ketika elektron pindah ke tingkat energi lebih rendah ( ). Pada peristiwa ini .

Energi transisi elektron

ΔE = − = −b

( −

E

₂

E

₁

1 ) n

²₂

1 n

²₁

×

^-18

ΔE

= hν = ΔE = −b

( −

E

_foton

1 )

n

²₂

1 n

²₁

>

n

2

n

1

ΔE > 0

= ∞ n

₂

<

n

₂

n

₁

ΔE < 0

(26)

Spektrum garis atom

Spektrum emisi spesi berelektron tunggal (mirip hidrogen) dalam fasa gas diberikan pada gambar di bawah ini.

Spektrum garis di atas diperoleh dari hasil transisi elektron dari keadaan tereksitasi ke tingkat eksitasi pertama. Panjang gelombang garis A adalah 27,1 nm.

(A) Tentukan bilangan kuantum tertinggi ( ) dan terendah ( ) yang memberikan garis emisi A dan B.

(B) Tentukan identitas spesi yang menghasilkan spektrum tersebut.

Soal-1 solusi-1A solusi-1B

· · ·

n

₂

n

₁

(27)

Kegagalan teori Bohr

1. Teori Bohr gagal menerangkan spektrum atom berelektron banyak.

2. Teori Bohr juga tidak dapat menjelaskan kemungkinan elektron ditarik ke dalam inti

(28)

Prince Louis de Broglie mendalami penjelasan Einstein tentang efek fotolistrik.

deBroglie berpendapat bahwa bila gelombang dapat bersifat sebagai partikel (foton) seperti pada efek fotolistrik, maka partikel juga dapat bersifat sebagai gelombang.

de Broglie menghubungkan panjang gelombang ( ) dengan momentum ( ) menggunakan tetapan Planck sebagai tetapan penyetaraan:

Sifat gelombang materi

λ p

λ = h = p

h

mv

(29)

Mengapa sifat gelombang materi jarang teramati?

Misalkan bola baseball (0.145 kg) bergerak dengan kecepatan (27 m/s), panjang gelombang yang dihasilkan:

panjang gelombang bola baseball terlalu kecil untuk teramati sebagai gelombang.

λ = 6.63 × 10

⁻³⁴

kg. m

²

. s

⁻¹

= 1.7 × m

(0.145 kg)(27 m/s) 10

⁻³⁴

(30)

Eksperimen Davidson-Germer

Tiga tahun setelah de Broglie mengemukakan teori dualisme partikel, Davidson & Germer, membuktikan sifat gelombang dari elektron secara eksperimen.

(31)

Pola difraksi elektron

Elektron memiliki pola difraksi yang mirip dengan difraksi gelombang cahaya

(32)

Argumen terhadap sifat gelombang elektron

Dengan menggabung teori orbit atom Bohr dan teori gelombang partikel de Broglie, maka gelombang elektron harus memiliki jumlah panjang gelombang yang bulat, bila tidak akan terjadi interferensi saling meniadakan.

(33)

Sifat gelombang dari partikel menurut Heisenberg memberikan efek ketidakpastian dalam menentukan posisi (x) dan momentumnya (p).

Ketidakpastian Heisenberg, menyatakan bahwa bila posisi dapat ditentukan dengan akurat ( = kecil), maka momentumnya tidak ( = besar). Kondisi sebaliknya berlaku.

Ketidakpastian Heisenberg

ΔpΔx ≥ h = 4π

ℏ 2

Δp Δx

(34)

Mekanika Quantum

Konsekuensi dari ketidakpastian Heisenberg, kita tidak dapat menentukan posisi elektron dengan tepat.

Untuk mendapatkan solusi permasalahan di atas, tahun 1927, Erwin Schrodinger mengusulkan teori mekanika quantum. Mekanika quantum untuk partikel dengan massa m yang bergerak searah sumbu-x dengan energi E diformulasikan dengan persamaan berikut:

Dengan:

− ℏ

²

+ V(x)ψ(x) = Eψ(x) 2m

Partikel bergerak secara horizontal dalam kotak dengan kedalaman tak berhingga sehingga partikel tidak bisa keluar dari kotak.

Solusi dari partikel yang bergerak dalam kotak satu dimensi adalah dan yang dapat dimiliki oleh partikel.

Partikel dalam kotak 1 Dimensi

ψ E

(36)

Penyelesaian masalah partikel dalam kotak 1D

1. Tentukan energi potensial

2. Selesaikan persamaan Schrodinger 3. Tentukan fungsi gelombang

4. Tentukan energi yang dibolehkan

(37)

Penentuan V dan solusi pers. Schrodinger

Energi potensial di dalam kotak 1 dimensi adalah nol (V = 0 untuk 0 < x < L) dan bernilai tak hingga pada dinding (V = , x < 0 dan x > L).

Persamaan Schordinger dapat disederhanakan menjadi

Solusi untuk persamaan di atas adalah

∞

− ℏ

²

= Eψ(x) 2m

ψ(x) d

²

dx

²

ψ(x) = A sin(kx) + B cos(kx)

(38)

Fungsi gelombang partikel dalam kotak 1D

Kondisi batas kotak 1D: Peluang menemukan partikel pada dan adalah nol. Bila kondisi ini diterapkan, maka solusi persamaan Schrodinge dapat disederhanakan menjadi:

Solusi akhir dari persamaan di atas adalah

Energi yang dapat dimiliki oleh partikel dalam kotak adalah

x = 0 x = L

ψ(x) = A sin(kx)

ψ(x) = 2 sin x L

√ ‾‾ nπ L

= n = 1, 2, 3, …

E

_n

n

²

h

²

8mL

²

(39)

1. Energi partikel terkuantisasi. Artinya energi yang dimiliki partikel bersifat diskrit.

2. Energi terendah dari partikel TIDAK NOL (bahkan pada 0 K). Ini berarti partikel selalu memiliki energi kinetika.

3. Kuadrat dari fungsi gelombang ( ) berhubungan dengan peluang menemukan partikel pada posisi tertentu dan pada tingkat energi tertentu.

Fungsi gelombang ( ) dan peluang menemukan partikel dalam kotak ( ) pada tingkat energi di

Kesimpulan dari gerak partikel dalam kotak

= n = 1, 2, 3, …

Energi partikel:

ψ(x, y) = _L ² sin ( ⁿ

^x

_L ^πx ) ^sin ( ⁿ

^y

_L ^πy )

= ( + )

E

_n_x_,_n_y

h

²

8mL

²

n

²_x

n

²_y

(41)

Solusi partikel dalam kotak 3D

Fungsi gelombang:

Energi partikel:

ψ(x, y, z) = _{( )} _L ² sin ( ) ^sin ( ) ^sin ( )

3/2

n

x

πx L

πy n

_y

L

πz n

_y

L

= ( + + )

(42)

Solusi komponen energi:

Persamaan Schrodinger untuk atom hidrogen akan menghasilkan persamaan yang sama dengan persamaan Bohr:

Dengan b = .

Solusi komponen fungsi gelombang:

Solusi untuk Persamaan Schrodinger juga menghasilkan fungsi gelombang yang disebut orbital. Istilah ini digunakan untuk membedakan dari pengertian orbit yang keliru pada model atom Bohr.

Orbital dinyatakan dalam sistem koordinat polar, dimana orbital merupakan produk dari dua faktor: faktor radial, R, yang hanya bergantung pada jarak (r) terhadap inti atom dan faktor sudut, Y, yang bergantung pada dan .

Solusi pers. Schrodinger untuk atom hidrogen

= − = − n = 1, 2, 3, …

J

ϕ θ

(43)

Fungsi radial

Fungsi radial menentukan kerapatan probabilitas orbital sebagai fungsi jarak, r, dari inti

(44)

Fungsi sudut

Fungsi sudut memberikan bentuk dari orbital

(45)

Bilangan quantum

Solusi persamaan Schrodinger untuk fungsi gelombang menghasilkan tiga bilangan kuantum yang diperlukan untuk mendeskripsikan orbital atom.

1. Bilangan kuantum utama (n) 2. Bilangan kuantum sudut ( )

3. Bilangan kuantum magnetik ( )

ℓ

m

_ℓ

(46)

Bilangan kuantum utama ( n )

n, disebut juga sebagai nomor kulit, memiliki nilai bilangan bulat positif.

n berkaitan dengan tingkat energi

n = 1, 2, 3, …

= − n = 1, 2, 3, …

E

n

b

n

²

(47)

Bilangan kuantum sudut ( )

, disebut juga subkulit, memiliki nilai nol dan bilangan bulat positif.

Selain dinyatakan dengan angka, juga dinyatakan dengan huruf

menyatakan bentuk orbital

ℓ

ℓ = 0, 1, 2, 3, … , n − 1 ℓ

ℓ = 0 = s, ℓ = 1 = p, ℓ = 2 = d, ℓ = 3 = f

ℓ

(48)

Orientasi orbital p Orientasi orbital d

Bilangan kuantum magnetik

dapat memiliki nilai bilangan bulat negatif, nol dan positif, dengan ketentuan:

menyatakan orientasi dari orbital.

( ) m _ℓ

m

_ℓ

= −ℓ, (ℓ + 1), … , −2, −1, 0, 1, 2, … , (ℓ − 1), +ℓ m

_ℓ

m

_ℓ

(49)

Hubungan antar orbital

(50)

Energi orbital atom hidrogen

(51)

Energi Orbital atom berelektron banyak

(52)

Spin elektron

Mekanika quantum menghasilkan tiga bilangan quantum: , , dan .

Tahun 1925, Goerge Unhelbeck dan Samuel Goudsmith mempelajari tur spektrum hidrogen yang tidak dapat dijelaskan, kecuali kalau eletron dianggap memiliki spin seperti bumi berputar pada porosnya.

Dari studi ini disimpulkan adanya bilangan quantum keempat, yaitu bilangan quantum spin elektron, , yang hanya memiliki dua nilai, yaitu (dinyatakan dengan panah ) dan (dinyatakan dengan panah ).

n ℓ m

_ℓ

m

_s

+

¹₂

↑

−

¹₂

↓

(53)

Larangan Pauli

1. Tidak mungkin ada dua elektron yang memiliki satu set bilangan kuantum yang

sama ( )

2. Dalam satu orbital maksimum hanya dapat diisi oleh dua elektron. 3. Dua elektron dalam satu orbital harus memiliki spin berlawanan.

- Dua elektron yang mengisi satu orbital yang sama akan bersifat diamagnetik, karena efek magnetnya saling meniadakan ( )

- Dua elektron yang mengisi dua orbital yang berbeda dengan spin yang sama akan bersifat paramagnetik ( )

n, ℓ, m

_ℓ

, m

_s

↑↓

↑, ↑

(54)

Jumlah orbital dan elektron

(55)

Latihan

Manakah yang merupakan paket bilangan kuantum yang benar ( )?

A.

B.

C.

D.

¹₂

(56)

Latihan

Berapakah jumlah elektron maksimum yang diperbolehkan pada orbital 4p?

A. 14 B. 6 C. 0 D. 2 E. 10

(57)

Prinsip Aufbau:

1. dua elektron per orbital

2. pengisian mulai dari orbital dengan tingkat energi paling rendah

3. dalam satu orbital spin harus berpasangan

4. Aturan Hund: pengisian elektron pada orbital dengan energi yang sama, isi setiap orbital dengan satu elektron dengan spin paralel. Setelah setengah penuh bila ada sisa elektron baru dipasangkan.

Konfigurasi elektron pada keadaan dasar

(58)

Kon gurasi elektron N:

Diagram energi orbital atom N:

Kon gurasi elektron V:

Diagram energi orbital atom V:

Contoh konfigurasi elektron pada keadan dasar

d

³

(59)

Latihan

Kon gurasi keadaan dasar yang benar untuk adalah A.

B.

C.

³

(60)

Latihan

Apakah bersifat paramagnetik atau diamagnetik? Bila bersifat paramagnetik, berapa jumlah elektron yang tidak berpasangan?

A. paramagnetic, 4 B. paramagnetic, 6 C. diamagnetic, 0 D. diamagnetic, 4 E. diamagnetic, 6

44

Ru

(61)

Tabel periodik

Dibagi ke dalam daerah: 2, 6, 10, dan 14 kolom

Pembagian jumlah kolom sama dengan jumlah maksimum elektron dalam subkulit s,p,d, dan f.

·

(62)

Subtingkat Tabel periodik

Setiap baris (perioda) mewakili tingkat energi yang berbeda Setiap daerah mewakili tipe subtingkat yang berbeda

·

44

S = [Ne]

16

↑↓ ⎯ ⎯ ⎯⎯

6s

⎯ ⎯ ↑↓ ⎯⎯ ↑⎯⎯⎯ ↑⎯⎯⎯ ↑⎯⎯⎯ ↑⎯⎯⎯ ↑↓ ⎯ ⎯ ⎯⎯

4d 5s

⎯ ⎯ ↑↓ ⎯⎯ ⎯ ⎯ ↑↓ ⎯⎯ ↑ ⎯⎯⎯ ⎯⎯⎯ ↑

3s 3p

(65)

Latihan

Unsur dengan kon gurasi elektron masuk ke dalam golongan mana dalam tabel periodik?

A. transisi B. alkali tanah C. halogen D. lantanida E. alkali

[Xe]4 f

¹⁴

5 6 d

⁷

s

²

(66)

Konfigurasi elektron kulit valensi

Kulit valensi (elektron valensi) adalah elektron terluar, yaitu elektron dengan nilai n terbesar Contoh:

Nilai n = 5 adalah nilai n tertinggi dari kon gurasi elektron , seingga kulit valensinya adalah

Sn : [Kr]4 5 5

²

(67)

Pengecualian pada konfigurasi elektron

UNSUR PREDIKSI EKSPERIMEN

orbital penuh dan setengah penuh merupakan kondisi yang lebih stabil.

Promosi elektron ke ns akan memberikan kestabilan ekstra.

24Cr [Ar] 3 4d⁴ s² [Ar]3 4d⁵ s¹

29Cu [Ar] 3 4d⁹ s² [Ar]3d¹⁰4s¹

47Ag [Kr] 4 5d⁹ s² [Kr]4d¹⁰5s¹

47Au [Xe] 5 6d⁹ s² [Xe]5d¹⁰6s¹

(68)

Sifat-sifat periodik unsur

(69)

Untuk atom yang memiliki nilai n > 1 akan memiliki dua tipe elektron:

1. Elektron dalam (core electrons), yaitu elektron yang mengisi kulit sebelum kulit valensi.

2. Elektron valensi, yaitu elektron yang mengisi kulit valensi (kulit terluar)

Muatan inti efektif ( adalah muatan inti yang dirasakan oleh elektron valensi.

Elektron dalam akan menjadi perisai dari elektron valensi terhadap muatan penuh inti.

Elektron pada kulit yang sama tidak memberikan efek perisai dan cenderung saling menjauh.

Muatan inti efektif

)

Z

_eﬀ

(70)

Latihan

Berapakah nilai perkiraan untuk elektron valensi dari atom kalsium?

A. 1 B. 2 C. 6 D. 20 E. 40

Z

_eﬀ

(71)

Jari-jari atom adalah setengah jarak antar dua atom yang sama.

TREND JARI-JARI ATOM 1.Dalam satu golongan

2. Dalam satu perioda

3. Logam transisi

Jari-jari atom

Contoh:

Bersatuan piko meter (pm) = 10 m Dalam range 37 - 270 pm untuk atom

·

H−H, C−C

· ^-12

·

tetap

bertambah, elektron terluar makin jauh dari inti sehingga jari-jari membesar.

·

Z

_eﬀ

·

n

tetap

sama tapi elektron pada kulit valensi bertambah

Tolak menolak elektron pada kulit valensi menguat, sehingga jari-jari ion membesar.

·

Z

_eﬀ

·

sama tapi elektron pada kulit valensi berkurang

Tolak menolak elektron pada kulit valensi melemah, sehingga jari-jari ion mengecil.

·

Z

_eﬀ

·

(74)

Latihan

Manakah spesi dengan jari-jari paling kecil?

A.

B.

C.

D.

E.

Ar K

⁺

Cl

⁻

Ca

^{2 +}

S

^{2 −}

(75)

Latihan

Urutkan ukuran jari-jari dari dari yang terkecil ke terbesar?

A.

B.

C.

D.

E.

O, O

^{2 −}

, S

^{2 −}

, O

< < O <

S

²⁻

O

²⁻

O

²⁺

(76)

Energi ionisasi

Energi ionisasi (EI) adalah energi yang diperlukan untuk melepaskan eletron dari atom dalam fasa gas.

Trend:

- Energi ionisasi turun dengan bertambahnya n dalam satu golongan - Energi ionisasi naik dengan bertambahnya dalam satu perioda.

M(g) ⟶ M

⁺

(g) + e

⁻

EI = ΔE = R

_H

hc Z

_eﬀ

n

²

Z

_eﬀ

(77)

Tabel energi ionisasi:

Tabel-EI Keterangan-1 Keterangan-2

· · ·

(78)

Latihan

Urutkan spesi berikut dari energi ionisasi paling tinggi ke paling rendah.

A.

B.

C.

D.

E.

O, O

^{2 −}

, S

^{2 −}

, O

> > O >

S

²⁻

O

²⁻

O

²⁺

(79)

Latihan

Proses manakah yang memerlukan energi paling besar?

A.

B.

Be

⁺

Be

^{2 +}

e

⁻

(80)

Afinitas elektron

A nitas elektron adalah perubahan energi yang berhubungan dengan penambahan satu elektron pada atom dalam fasa gas atau ion pada keadaan dasar.

- Afnitas elektron pertama umumnya terjadi secara eksoterm. Semakin negatif semakin besar tendensi untuk menambah elektron.

- Atom O dan F sangat besar tendensi untuk menambah elektron.

X(g) + e

⁻

⟶ X

⁻

(g)

(81)

Tabel afinitas elektron

Sama seperti pada kasus energi ionisasi, ada pengecualian pada Be dan N. Kedua unsur ini memiliki nilai AE positif.

(82)

Afinitas elektron berurutan

Penambahan elektron pertama umumnya eksoterm. Penambahan elektron berikutnya umunya endoterm. Contoh pada penambahan elektron pada oksigen:

·

O(g) + e

⁻

⟶ O

⁻

(g) + ⟶

₁

= −141 kJ/mol E A

2

= +844 kJ/mol EA = +703 kJ/mol

Apa yang menyebabkan a nitas elektron kedua dari oksigen bernilai positif?

·

(83)

Latihan

Atom manakah yang memiliki a nitas elektron paling eksoterm?

A. O B. He C. Ga D. Cr E. F