Prinsip Pembentukan Molekul
1.
Konfigurasi elektron
Orbital-orbital molekul dan atom elektron
Dalam fisika atom dan kimia kuantum, 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. Menurutinterpretasi 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 absorpsikuantum 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.
Pengetahuan atas konfigurasi elektron atom-atom sangat berguna dalam membantu pemahaman struktur tabel periodik unsur-unsur. Konsep ini juga
berguna dalam menjelaskan ikatan kimia yang menjaga atom-atom tetap bersama.
Kelopak dan subkelopak
Konfigurasi elektron yang pertama kali dipikirkan adalah berdasarkan pada model atom model Bohr. Adalah umum membicarakan kelopak maupun subkelopak walaupun sudah terdapat kemajuan dalam pemahaman sifat-sifat mekania kuantum elektron. Berdasarkan asas larangan Pauli, sebuah orbital hanya dapat menampung maksimal dua elektron. Namun pada kasus-kasus tertentu, terdapat beberapa orbital yang memiliki aras energi yang sama (dikatakan berdegenerasi), dan orbital-orbital ini dihitung bersama dalam konfigurasi elektron.
Kelopak elektron merupakan sekumpulan orbital-orbital atom yang memiliki bilangan kuantum utama n yang sama, sehingga orbital 3s, orbital-orbital 3p, dan orbital-orbital-orbital-orbital 3d semuanya merupakan bagian dari kelopak ketiga. Sebuah kelopak elektron dapat menampung 2n2 elektron; kelopak
pertama dapat menampung 2 elektron, kelopak kedua 8 elektron, dan kelopak ketiga 18 elektron, demikian seterusnya.
Subkelopak elektron merupakan sekelompok orbital-orbital yang mempunyai label orbital yang sama, yakni yang memiliki nilai n dan l yang sama. Sehingga tiga orbital 2p membentuk satu subkelopak, yang dapat menampung enam elektron. Jumlah elektron yang dapat ditampung pada sebuah subkelopak berjumlah 2(2l+1); sehingga subkelopak "s" dapat menampung 2 elektron, subkelopak "p" 6 elektron, subkelopak "d" 10 elektron, dan subkelopak "f" 14 elektron.
Jumlah elektron yang dapat menduduki setiap kelopak dan subkelopak berasal dari persamaan mekanika kuantum, terutama asas larangan Pauli yang menyatakan bahwa tidak ada dua elektron dalam satu atom yang bisa mempunyai nilai yang sama pada keempat bilangan kuantumnya.
Notasi
Para fisikawan dan kimiawan menggunakan notasi standar untuk mendeskripsikan konfigurasi-konfigurasi elektron atom dan molekul. Untuk
atom, notasinya terdiri dari untaian label orbital atom (misalnya 1s, 3d, 4f) dengan jumlah elektron dituliskan pada setiap orbital (atau sekelompok orbital yang mempunyai label yang sama). Sebagai contoh,hidrogen mempunyai satu elektron pada orbital s kelopak pertama, sehingga konfigurasinya ditulis sebagai 1s1. Litium mempunyai dua elektron
pada subkelopak 1s dan satu elektron pada subkelopak 2s, sehingga konfigurasi elektronnya ditulis sebagai 1s2 2s1. Fosfor (bilangan atom 15)
mempunyai konfigurasi elektron : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3.
Untuk atom dengan banyak elektron, notasi ini akan menjadi sangat panjang, sehingga notasi yang disingkat sering digunakan. Konfigurasi elektron fosfor, misalnya, berbeda dari neon (1s2 2s2 2p6) hanya pada
keberadaan kelopak ketiga. Sehingga konfigurasi elektron neon dapat digunakan untuk menyingkat konfigurasi elektron fosfor. Konfigurasi elektron fosfor kemudian dapat ditulis: [Ne] 3s2 3p3. Konvensi ini sangat berguna
karena elektron-elektron pada kelopak terluar sajalah yang paling menentukan sifat-sifat kimiawi sebuah unsur.
Urutan penulisan orbital tidaklah tetap, beberapa sumber mengelompokkan semua orbital dengan nilai n yang sama bersama, sedangkan sumber lainnya mengikuti urutan berdasarkan asas Aufbau. Sehingga konfigurasi Besi dapat ditulis sebagai [Ar] 3d6 4s2 ataupun [Ar] 4s2 3d6 (mengikuti asas
Aufbau).
Adalah umum untuk menemukan label-label orbital "s", "p", "d", "f" ditulis miring, walaupaun IUPAC merekomendasikan penulisan normal. Pemilihan huruf "s", "p", "d", "f" berasal dari sistem lama dalam mengkategorikan garis spektra, yakni "sharp", "principal", "diffuse", dan "fundamental". Setelah "f", label selanjutnya diikuti secara alfabetis, yakni "g", "h", "i", ...dst, walaupun orbital-orbital ini belum ditemukan.
Konfigurasi elektron molekul ditulis dengan cara yang sama, kecuali bahwa label orbital molekullah yang digunakan, dan bukannya label orbital atom.
Asas Aufbau
Asas Aufbau (berasal dari Bahasa Jerman Aufbau yang berarti "membangun, konstruksi") adalah bagian penting dalam konsep konfigurasi elektron awal Bohr. Ia dapat dinyatakan sebagai:
Terdapat maksimal dua elektron yang dapat diisi ke dalam orbital dengan urutan peningkatan energi orbital: orbital berenergi terendah
diisi terlebih dahulu sebelum elektron diletakkan ke orbital berenergi lebih tinggi.
Urutan pengisian orbital-orbital atom mengikuti arah panah.
Asas ini bekerja dengan baik (untuk keadaan dasar atom-atom) untuk 18 unsur pertama; ia akan menjadi semakin kurang tepat untuk 100 unsur sisanya. Bentuk modern asas Aufbau menjelaskan urutan energi orbital berdasarkan kaidah Madelung, pertama kali dinyatakan oleh Erwin Madelung pada tahun 1936.[7][9]
1. Orbital diisi dengan urutan peningkatan n+l;
2. Apabila terdapat dua orbital dengan nilai n+l yang sama, maka
orbital yang pertama diisi adalah orbital dengan nilai n yang paling rendah.
Sehingga, menurut kaidah ini, urutan pengisian orbital adalah sebagai berikut:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
Asas Aufbau dapat diterapkan, dalam bentuk yang dimodifikasi, ke proton dan neutron dalam inti atom.
Tabel konfigurasi elektron
Bentuk tabel periodik berhubungan dekat dengan konfigurasi elektron atom unsur-unsur. Sebagai contoh, semua unsurgolongan 2 memiliki konfigurasi elektron [E] ns2 (dengan [E] adalah konfigurasi gas inert), dan memiliki
kemiripan dalam sifat-sifat kimia. Kelopak elektron terluar atom sering dirujuk sebagai "kelopak valensi" dan menentukan sifat-sifat kimia suatu unsur. Perlu diingat bahwa kemiripan dalam sifat-sifat kimia telah diketahui satu abad sebelumnya, sebelum pemikiran konfigurasi elektron ada.
Kelemahan asas Aufbau
Asas Aufbau begantung pada postulat dasar bahwa urutan energi orbital adalah tetap, baik untuk suatu unsur atau di antara unsur-unsur yang berbeda. Ia menganggap orbital-orbital atom sebagai "kotak-kotak" energi tetap yang mana dapat diletakkan dua elektron. Namun, energi elektron dalam orbital atom bergantung pada energi keseluruhan elektron dalam atom (atau ion, molekul, dsb). Tidak ada "penyelesaian satu elektron" untuk sebuah sistem dengan elektron lebih dari satu, sebaliknya yang ada hanya sekelompok penyelesaian banyak elektron, yang tidak dapat dihitung secara eksak (walaupun terdapat pendekatan matematika yang dapat dilakukan, seperti metode Hartree-Fock).
Ionisasi logam transisi
Aplikasi asas Aufbau yang terlalu dipaksakan kemudan
menghasilkan paradoks dalam kimia logam
transisi, dan memiliki konfigurasi elektron [Ar] 4s1 dan [Ar] 4s2 (orbital 4s diisi
terlebih dahulu sebelum orbital 3d). Hal ini sesuai dengan kaidah Madelung, karena orbital 4s memiliki nilai n+l = 4 (n = 4, l = 0), sedangkan orbital 3d n+l = 5 (n = 3, l = 2). Namun kromium dan tembaga memiliki konfigurasi elektron [Ar] 3d5 4s1 dan [Ar] 3d10 4s1 (satu elektron melewati
pengisian orbital 4s ke orbital 3d untuk menghasilkan subkelopak yang terisi setengah). Dalam kasus ini, penjelasan yang diberikan adalah "subkelopak yang terisi setengah ataupun terisi penuh adalah susunan elektron yang stabil".
Paradoks akan muncul ketika elektron dilepaskan dari atom logam transisi, membentuk ion. Elektron yang pertama kali diionisasikan bukan berasal dari orbital 3d, melainkan dari 4s. Hal yang sama juga terjadi ketika senyawa kimia terbentuk. Kromium heksakarbonil dapat dijelaskan sebagai atom kromium (bukan ion karena keadaan oksidasinya 0) yang dikelilingi enam ligan karbon monoksida ia bersifat diamagnetik dan konfigurasi atom pusat kromium adalah 3d6, yang berarti bahwa orbital 4s pada atom bebas telah
bepindah ke orbital 3d ketika bersenyawa. Pergantian elektron antara 4s dan 3d ini dapat ditemukan secara universal pada deret pertama logam-logam transisi.
Fenomena ini akan menjadi paradoks hanya ketika diasumsikan bahwa energi orbital atom adalah tetap dan tidak dipengaruhi oleh keberadaan elektron pada orbital-orbital lainnya. Jika begitu, maka orbital 3d akan memiliki energi yang sama dengan orbital 3p, seperti pada hidrogen. Namun hal ini jelas-jelas tidak demikian.
Pengecualian kaidah Madelung
lainnya
Terdapat beberapa pengecualian kaidah Madelung lainnya untuk unsur-unsur yang lebih berat, dan akan semakin sulit untuk menggunakan penjelasan yang sederhana mengenai pengecualian ini. Adalah mungkin untuk memprediksikan kebanyakan pengecualian ini menggunakan perhitungan Hartree-Fock, yang merupakan metode pendekatan dengan melibatkan efek elektron lainnya pada energi orbital. Untuk unsur-unsur yang lebih berat, diperlukan juga keterlibatan efek relativitas khusus terhadap energi orbital atom, karena elektron-elektron pada kelopak dalam bergerak dengan kecepatan mendekati kecepatan cahaya. Secara umun, efek-efek relativistik ini cenderung menurunkan energi orbital s terhadap orbital atom lainnya.
Periode 5 Periode 6 Periode 7 Unsur Z Konfigura si elektron Unsur Z Konfigurasi elektron Unsur Z Konfigur asi elektron Itrium 3 9 [Kr] 5s2 4d1 Lantanum 5 7 [Xe] 6s 25d1 Aktinium 8 9 [Rn] 7s26d1 Serium 5 8 [Xe] 6s24f1 5d1 Torium 9 0 [Rn] 7s26d2 Praseodimi um 5 9 [Xe] 6s 2 4f3 Protaktini um 9 1 [Rn] 7s25f2 6d 1 Neodimiu m 6 0 [Xe] 6s 2 4f4 Uranium 9 2 [Rn] 7s25f3 6d 1 Prometium 6 1 [Xe] 6s 2 4f5 Neptuniu m 9 3 [Rn] 7s25f4 6d 1 Samarium 6 2 [Xe] 6s 2 4f6 Plutoniu m 9 4 [Rn] 7s2 5f6 Europium 6 3 [Xe] 6s 2 4f7 Amerisiu m 9 5 [Rn] 7s2 5f7 Gadoliniu m 6 4 [Xe] 6s24f7 5d1 Kurium 9 6 [Rn] 7s25f7 6d 1 Terbium 6 5 [Xe] 6s 2 4f9 Berkeliu m 9 7 [Rn] 7s2 5f9
Zirkoniu m 4 0 [Kr] 5s2 4d2 Hafnium 7 2 [Xe] 6s2 4f14 5d2 Niobium 4 1 [Kr] 5s1 4 d4 Tantalum 7 3 [Xe] 6s2 4f14 5d3 Molibden um 4 2 [Kr] 5s1 4 d5 Tungsten 7 4 [Xe] 6s2 4f14 5d4 Teknesiu m 4 3 [Kr] 5s2 4d5 Renium 7 5 [Xe] 6s2 4f14 5d5 Ruteniu m 4 4 [Kr] 5s1 4 d7 Osmium 7 6 [Xe] 6s2 4f14 5d6 Rodium 4 5 [Kr] 5s1 4 d8 Iridium 7 7 [Xe] 6s2 4f14 5d7 Paladium 4 6 [Kr] 4d 10 Platinum 7 8 [Xe] 6s1 4f14 5d9 Perak 4 7 [Kr] 5s1 4 d10 Emas 7 9 [Xe] 6s1 4f14 5d10 Kadmium 4 8 [Kr] 5s2 4d10 Raksa 8 0 [Xe] 6s2 4f14 5d10 Indium 4 9 [Kr] 5s2 4d10 5 p1 Talium 8 1 [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p1
Sejarah
Niels Bohr adalah orang yang pertama kali (1923) mengajukan bahwa periodisitas pada sifat-sifat unsur kimia dapat dijelaskan oleh struktur elektronik atom tersebut.Pengajuannya didasarkan pada model atom Bohr, yang mana kelopak-kelopak elektronnya merupakan orbit dengan jarak yang tetap dari inti atom. Konfigurasi awal Bohr berbeda dengan konfigurasi yang sekarang digunakan: sulfur berkonfigurasi 2.4.4.6 daripada 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4.
Satu tahun kemudian, E. C. Stoner memasukkan bilangan kuantum ketiga Sommerfeld ke dalam deskripsi kelopak elektron, dan dengan benar memprediksi struktur kelopak sulfur sebagai 2.8.6. Walaupun demikian, baik sistem Bohr maupun sistem Stoner tidak dapat menjelaskan dengan baik perubahan spektra atom dalam medan magnet (efek Zeeman).
Bohr sadar akan kekurangan ini (dan yang lainnya), dan menulis surat kepada temannya Wolfgang Pauli untuk meminta bantuannya menyelamatkan teori kuantum (sistem yang sekarang dikenal sebagai "teori kuantum lama"). Pauli menyadari bahwa efek Zeeman haruslah hanya diakibatkan oleh elektron-elektron terluar atom. Ia juga dapat menghasilkan kembali struktur kelopak Stoner, namun dengan struktur subkelopak yang benar dengan pemasukan sebuah bilangan kuantum keempat dan asas larangannya(1925):
It should be forbidden for more than one electron with the same value of the main quantum number n to have the same value for the other three quantum numbers k[l], j [ml] and m [ms].
Adalah tidak diperbolehkan untuk lebih dari satu elektron dengan nilai bilangan kuantum utama n yang sama memiliki nilai tiga bilangan kuantum k [l], j [ml] dan m[ms] yang sama.
Persamaan Schrödinger yang dipublikasikan tahun 1926 menghasilkan tiga dari empat bilangan kuantum sebagai konsekuensi penyelesainnya untuk atom hidrogen:penyelesaian ini menghasilkan orbital-orbital atom yang dapat kita temukan dalam buku-buku teks kimia. Kajian spektra atom mengizinkan konfigurasi elektron atom untuk dapat ditentukan secara eksperimen, yang pada akhirnya menghasilkan kaidah empiris (dikenal sebagai kaidah Madelung (1936))untuk urutan orbital atom mana yang terlebih dahulu diisi elektron.
2.
Ion
Medan potensial elektrostatik dari ion Nitrat (N O3−)
Ion adalah atom atau sekumpulan atom yang bermuatan listrik. Ion bermuatan negatif, yang menangkap satu atau lebih elektron, disebutanion, karena dia tertarik menuju anode. Ion bermuatan positif, yang kehilangan satu atau lebih elektron, disebut kation, karena tertarik ke katode. Proses pembentukan ion disebut ionisasi. Atom atau kelompok atom yang terionisasi ditandai dengan tikatas n+ atau n-, di mana n adalah
jumlah elektron yang hilang atau diperoleh.
Larutan Ion
Larutan ion adalah larutan yang mengandung ion yang dapat bergerak bebas sehingga bisa menghantarkan arus listrik.
Anion dan Kation
Anion adalah ion bermuatan negatif, sedangkan kation adalah ion yang bermuatan positif. Masing-masing anion dan kation dapat dianalisis menggunakan metode khusus.
Sebuah ion positif (kation) memiliki jumlah elektron lebih sedikit dari proton yang ada pada inti atom, sebaliknya ion negatif (anion) memiliki jumlah elektron lebih banyak dari proton. Dengan kata lain,
atom yang melepaskan elektron akan menjadi ion yang bermuatan positif, sedangkan atom yang menerima elektron akan menjadi ion yang bermuatan negatife.
Tahukah kamu bahwa ion-ion juga dapat digunakan untuk
membunuh virus serta bakteri? Pernahkah kamu mendengar Air Conditioner (AC) Plasma Cluster? Alat ini merupakan salah satu pendingin ruangan yang juga dapat menghasilkan ion-ion, di antaranya ion H+ dan ion O2-. Berdasarkan hasil penelitian oleh ilmuwan Jepang. ion-ion tersebut dapat membunuh bakteri E. coli, Micrococcus pyogenes dan membunuh bakteri dan virus ini yaitu melalui reaksi dari dua buah ion O2- dan dua buah ion H+. Ion ini akan bereaksi menghasilkan
senyawa hidrogen peroksida (H2O2) pada lapisan luar sel bakteri maupun pada permukaan virus. Hidrogen peroksida ini memiliki energi potensial yang tinggi dan mampu merusak dinding sel bakteri dan selubung protein virus, akibatnya virus dan bakteri akan mati.
Ion pertama kali disajikan dalam bentuk teori oleh Michael Faraday pada sekitar tahun 1830, untuk menggambarkan mengenai bagianmolekul yang bergerak ke arah anode atau katode dalam suatu tabung hampa udara (vacuum tube, CRT). Namun, mekanisme peristiwa ini baru dideskripsikan pada 1884 olehSvante August Arrhenius dalam disertasi doktornya di University of Uppsala. Pada mulanya, teori ini tidak diterima (ia memperoleh gelarnya dengan nilai minimum), tetapi kemudian disertasinya memenangi Hadiah Nobel Kimia pada tahun 1903.
3.
Identifikasi unsur
Contoh pengidentifikasikan unsure pada kembang api. Kembang api mengandung senyawa-senyawa tertentu. Bila kembang api dibakar maka molekul-molekul yang ada di dalam senyawa tersebut menyerap energy dan menyebabkan elektron-elektron pada atomnya mengalami perpindahan antar kulit atom. Perpindahan elektron dari kulit atom yang lebih rendah ke tinggi akan menyerap energi sedangkan perpindahan elektron dari kulit yang lebih tinggi ke rendah akan melepaskan energy. Energy yang di lepaskan tersebut akan terlihat sebagai cahaya. Masing-masing atom mempunyai jarak antarkulit atom yang berbeda sehingga energy yang diserap atau dilepaskan juga akan berbeda. Perbedaan tersebut menyebabkan terjadinya warna-warna yang berbeda.
Warna khas yang dihasilkan oleh unsure-unsur pada keadaan terbakar tersebut dapat digunakan untuk mengetahui keberadaan suatu unsure dalam suatu materi secara kualitatif. Prinsip tersebut digunakan oleh ilmuwan untuk mengidentifikasi kadar suatu unsure pada suatu bahan. Bila kita membakar suatu senyawa dan menghasilkan warna-warna tertentu yang menunjukkan bahwa dalam senyawa itu terdapat unsure tertentu disebut dengan uji nyali.
