Struktur Atom dan Sistem Periodik

Struktur Atom

Elektron Inti Atom Gelombang

Radiasi Elektromagnet

Model Bohr untuk atom Hidrogen Teori Gelombang Elektron

Prinsip Ketidakpastian Heisenberg Model Quantum Atom

Penemuan Elektron

1807 Davy menduga bahwa gaya listriklah yang membuat senyawa-senyawa saling berikatan

1833 Faraday menghubungkan massa atom dengan

energi listrik yang dibutuhkan untuk menghasilkan suatu unsur selama percobaan elektrolisis

1891 Stoney mengajukan teori bahwa listrik dalam atom terdapat dalam bentuk yang disebut elektron

Tabung Sinar Katoda

Penemuan elektron oleh Thomson berdasarkan hasil percobaan menggunakan tabung sinar katoda.

Elektron dihasilkan ketikan suatu gas terionisasi

Gas yang terionisasi

Katoda

Percobaan Thomson

Thomson mengamati bahwa posisi tonjolan kecil menjadi berubah ketika medan listrik maupun medan magnet diterapkan pada tabung sinar katoda

Thomson tak bisa menentukan massa maupun muatan elektron, hanya bisa menentukan rasio massa terhadap muatan = 6 x 10-12

Muatan Elektron

Percobaan Millikan menggunakan tetesan minyak yang diberikan arus listrik menunjukkan bahwa tetesan

minyak memiliki muatan yang merupakan kelipatan dari 1,5924 x 10-19 _{C muatan elektron}

Massa Elektron

Massa elektron dihitung dari hasil percobaan Thomson dan Millikan, yaitu dari rasio massa elektron terhadap muatan elektron (Thomson) dan muatan elektron

(Millikan):

M_e = (rasio massa terhadap muatan) x (muatan) = (6 x 10-12 _kgC-1_{) (1,5924 x 10}-19 _C)

= 1 x 10-30 _kg

Penemuan Inti Atom

Pada tahun 1909 Rutherford membombardir lempengan logam tipis dengan partikel alfa (ion helium).

Penentuan Muatan Inti

Rutherford memperkirakan

muatan inti atom adalah sekitar setengahnya dari massa atom. Moseley yang bekerjasama

dengan Rutherford menemukan hubungan langsung antara

nomor atom dengan akar

kuadrat dari frekuensi sinar X. Kesimpulan: muatan inti atom sama dengan elektron, hanya berbeda tanda muatan saja

Penemuan Neutron dan Proton

Pengukuran rasio massa terhadap muatan pada inti atom dilakukan serupa dengan pengukuran terhadap elektron ditemukan bahwa rasio ini bergantung pada

gas yang digunakan dalam percobaan Hidrogen

menghasilkan partikel yang massanya paling rendah yang diasumsikan terdapat dalam setiap atom yang disebut proton.

1932 Chadwick mengamati bahwa ketika berilium-9

ditembaki partikel alfa, ternyata partikel yang massanya sama dengan proton tapi tanpa muatan dilepaskan,

Gelombang

Beberapa definisi:

Panjang gelombang, λ: jarak yang ditempuh gelombang untuk menyempurnakan satu siklus gelombang.

Amplitudo: setengah jarak vertikal dari batas atas dan bawah suatu gelombang.

Frekuensi,ν: jumlah siklus yang dilalui oleh gelombang setiap titik per detik.

Amplitudo Panjang Gelombang, λλλλ

Radiasi Elektromagnet

Adalah suatu bentuk energi yang terdiri dari medan listrik yang saling tegak lurus dengan medan magnet pada waktu yang sama dan satu fasa dengan waktu.

Hubungan antara panjang gelombang dan frekuensi dalam radiasi elektromagnet adalah:

Radiasi Elektromagnet (EM)

Transmisi: EM akan melewati materi tanpa interaksi

Absorpsi: EM akan diserap oleh suatu atom, ion atau molekul, sehingga akan berada pada keadaan energi yang lebih tinggi

Emisi: pelepasan energi oleh suatu atom, ion atau

Sifat Partikel

Gelombang EM memiliki sifat gelombang sekaligus sifat materi sebagai partikel.

Efek fotolistrik: pertama kali

diamati oleh Hertz dan kemudian dijelaskan oleh Einstein ketika cahaya mengenai katoda yang memiliki permukaan fotoemisif, elektron dilepaskan. Elektron

terkumpul di anoda dan kemudian diukur.

Studi mengenai efek fotolistrik memperkuat sifat partikel

gelombang yang disebut partikel

foton.

Energi foton berbanding lurus

dengan frekuensi dan berbanding terbalik dengan panjang

Contoh Soal Energi Foton

Tentukan energi dalam kJ/mol foton cahaya biru-hijau dengan panjang gelombang 486 nm

Model Atom Bohr

Bohr mempelajari spekatrum yang dihasilkan ketika atom-atom tereksitasi dalam suatu tabung gas

awamuatan.

Beliau mengamati ternyata tiap unsur menghasilkan serangkaian garis-garis spektrum tersendiri.

Dalam model atom Bohr, elektron hanya dapat berada pada tingkat energi tertentu (orbit). Tiap tingkat energi disebut sebagai bilangan kuantum utama, n.

Balmer kemudian menentukan suatu hubungan empiris yang

menggambarkan garis sepektrum pada atom hidrogen.

Spektrum-spektrum untuk atom

lainnya dapat digambarkan dengan hubungan yang serupa.

Model Atom Bohr

E

ne

Model Atom Bohr

Model atom Bohr digambarkan sebagai sistem planet tata surya. Setiap

bilangan kuantum utama menunjukkan orbit atau lapisan, dengan inti atom berada pada pusatnya.

Model atom Bohr dapat menjelaskan adanya garis-garis spektrum dan

digunakan untuk menentukan jari-jari atom hidrogen.

Teori Gelombang Elektron

1924 De Broglie menyarankan bahwa elektron memiliki sifat gelombang yang menyebabkan energinya terkuantisasi.

De Broglie menyimpulkan bahwa semua partikel memiliki panjang gelombang sesuai persamaan:

Dengan persamaan De Broglie, panjang gelombang suatu elektron dapat dihitung (kecepatan elektron = 2,2 x 106 _ms-1_):

)

# $

% & ' ' ' (

"

Prinsip Ketidakpastian Heisenberg

Untuk dapat mengamati elektron, maka elektron harus ditembaki dengan foton dengan panjang gelombang pendek, sehingga

menghasilkan frekuensi tinggi dan energi yang tinggi.

Apabila foton mengenai elektron, maka akan menyebabkan gerakan dan kecepatan elektron berubah.

Menurut Heisenberg, adalah tidak mungkin untuk dapat mengetahui posisi dan kecepatan suatu objek secara bersamaan dengan tepat

dikembangkan hubungan:

Model Kuantum Atom

SchrÖdinger mengembangkan suatu persamaan untuk menggambarkan

perilaku dan energi elektron dalam atom.

Persamaan SchrÖdinger digunakan untuk menggambarkan gelombang EM

dan tiap elektron dapat digambarkan dalam kerangka bilangan kuantumnya.

Bilangan Kuantum Utama, n: menggambarkan tingkat energi yang dimiliki

elektron (orbital). Nilai n = 1, 2, 3, dst.

Bilangan Kuantum Azimuth,l: menggambarkan bentuk orbital yang ditempati

elektron. Nilai l = n-1. Misalnya, jika n = 1, maka l = 0. Nilai l = 0, memiliki

bentuk orbital s.

Bilangan Kuantum Magnet, m_l: menggambarkan orientasi atau arah proyeksi

orbital dalam ruang 3 dimensi. Nilai m_l = - l sampai +l (semua bilangan kecuali

0). Contoh: jika l = 2, maka m_l = -2, - 1,0, 1,2.

Bilangan Kuantum Spin, s: menggambarkan arah pergerakan elektron relatif

terhadap medan magnet, searah atau berlawanan arah dengan jarum jam. Nilai

s = +1/2 dan -1/2.

Bilangan Kuantum

Dalam menyusun konfigurasi suatu elektron, maka susunan keempat bilangan kuantum harus digunakan, mulai dari tingkat energi yang rendah ke yang lebih tinggi (Aturan Aufbau), dan pengisian elektron harus satu demi satu sebelum berpasangan untuk kestabilan (Aturan Hund).

Lambang Subkulit

Bentuk Orbital

Orbital s Orbital p: p_x, p_y, p_z

Orbital d: d_z2_,d

xy,dxz,dyz,dx2-y2

Konfigurasi Elektron

Untuk atom hidrogen, bilangan kuantum utama menentukan energi orbitalnya.

Semua subtingkat memiliki energi sama

Konfigurasi Elektron

Konfigurasi elektron untuk unsur yang memiliki lebih dari satu elektron lebih kompleks.

Muatan Inti Efektif. Elektron di kulit bagian dalam

bertindak sebagai pelindung elektron-elektron yang terletak pada kulit lebih luar dari interaksi muatan positif inti atom.

Beberapa orbital mengalami penetrasi pada inti atom melebihi yang lain: s > p > d > f. Akibatnya terdapat

tingkat energi berbeda untuk subtingkat energi

Konfigurasi Elektron

E

ne

Prinsip Aufbau

Untuk setiap atom, perlu diketahui bahwa jumlah elektron suatu atom netral sama dengan nomor atomnya.

Pengisian orbital oleh elektron dimulai dari tingkat energi lebih rendah ke yang lebih tinggi.

Jika terdapat dua atau lebih orbital berada pada tingkat energi yang sama akan mengalami penurunan tingkat energi.

Contoh penerapan Prinsip Aufbau

E

n

e

rg

Aturan Hund

Ketika mengisi elektron pada orbital-orbital yang tingkat energinya sama, isilah elektron satu per satu terlebih dahulu.

Adanya elektron-elektron yang tak berpasangan dapat diuji keberadaannya karena dapat bereaksi sebagai elektromagnet:

Paramagnetik – elektron-elektron akan tertarik pada

medan magnet yang menunjukkan keberadaan elektron tak berpasangan.

Diamagnetik – elektron-elektron tertolak keluar oleh

Sistem Periodik Unsur

Cara pengisisan konfigurasi elektron energi dasar suatu unsur :

Mulai dengan hidrogen, susunlah unsur-unsur dengan urutan kenaikan nomor atom.

Sepanjang satu perioda:

Tambahkan elektron ke dalam orbital ns ketika

berpindah dari golongan IA (1) ke IIA (2).

Tambahkan elektron ke dalam orbital np ketika

berpindah dari golongan III A (3) sampai 0 (18).

Tambahkan elektron ke dalam orbital (n-1) d ketika

berpindah dari golongan IIIB (3) ke II B (12) dan tambahkan elektron ke dalam orbital (n-2) f ketika

Penulisan Konfigurasi Elektron

Contoh

Penulisan Konfigurasi Elektron

Konfigurasi elektron dapat dituliskan untuk ion-ion: Mulailah dengan menuliskan konfigurasi elektron untuk atom pada keadaan dasar.

Untuk kation, hilangkan sejumlah elektron dari kulit terluar sebanyak muatan kationnya. Contoh Ba2+_,

konfigurasi elektron Ba: [Xe] 6s2 menjadi Ba2+: [Xe]

atau [Kr]3d10 ₄s2 4_p6

Untuk anion, tambahkan sejumlah elektron ke kulit terluar sebanyak muatan anion. Contoh: Cl−,

konfigurasi elektron Cl: [Ne] 3s2 3_p5 menjadi Cl−: [Ne]

Keperiodikan

Keperiodikan dalam sifat-sifat fisika dan kimia dapat dijelaskan dengan konfigurasi elektron.

Beberapa contoh penting yang menunjukkan

keperiodikan sifar-sifat fisika dan kimia unsur adalah mencakup:

Jari-jari atom

Jari-jari ion (kation dan anion) Energi ionisasi pertama

Jari-jari Atom

Jari-jari Atom untuk

Jari-jari Atom Unsur Golongan Utama

Jari-jari atom semakin besar dari atas ke bawah dalam satu golongan unsur karena terdapat kulit baru yang bertambah.

Jari-jari atom semakin kecil dari kiri ke kanan dalam satu perioda karena inti atom mengandung proton yang lebih banyak sehingga muatan positif yang besar semakin

Jari-jari Ion

Kation:

Jari-jari kation lebih kecil daripada atom netralnya.

Untuk unsur golongan utama, elektron pada kulit terluar terlepas. Ion bermuatan positif dapat juga mengikat

elektron yang tersisa lebih kuat ke inti atom sehingga ukuran kation lebih kecil.

Anion:

Jari-jari anion lebih besar daripada atom netralnya.

Konfigurasi Isoelektron

Isoelektron: spesi yang memiliki konfigurasi elektron yang sama.

Contoh: Setiap spesi berikut memiliki konfigurasi elektron yang sama, yaitu 1s2 2_s2 2_p6:

O2− F− Ne

Energi Ionisasi

Energi Ionisasi Pertama: energi yang dibutuhkan untuk melepaskan satu elektron dari suatu atom netral dalam fasa gas.

A(g) + Energi Ionisasi Pertama →→→→ _A+_{(g) + e}−−−−

Hal ini menunjukkan kemudahan untuk membentuk suatu kation. Semakin kecil energi ionisasi, semakin mudah membentuk kation.

Logam cenderung memiliki energi ionisasi pertama lebih rendah daripada nonlogam sehingga

Energi Ionisasi Pertama

Afinitas Elektron

Afinitas elektron: suatu ukuran kecenderungan suatu atom untuk menarik elektron dalam fasa gas.

A(g) + e−−−− _→→→→

A−−−−

(g) + energi panas Afinitas elektron merupakan fungsi periodik tak

beraturan dari nomor atom. Secara umum, afinitas aelektron semakin meningkat dari kiri ke kanan dalam satu perioda.

Gas mulia tidak termasuk karena tidak memiliki

Afinitas Elektron

Sifat Kimia dan Tabel Periodik

Konfigurasi elektron membantu kita memahami

perubahan jari-jari atom, energi ionisasi dan afinitas elektron.

Beberapa kecenderungan dalam kereaktifan yang dapat teramati:

Logam-logam golongan utama menjadi lebih reaktif dari atas ke bawah dalam satu golongan.

Kereaktifan unsur-unsur nonlogam berkurang dari atas ke bawah dalam satu golongan.

Hidrogen

Hidrogen adalah unsur non logam pada kondisi normal.

Dapat melepaskan satu elektron membentuk H+_{, dan}

dapat juga menarik elektrok membentuk H−.

> 200 o_C

2Na(l) + H₂(g) →→→→ _2NaH(s)

Gas Mulia

Setiap gas mulia memiliki elektron-elektron yang terisi pada subtingkat energi s dan p, kecuali helium (hanya s)

Semua gas mulia sangat tak reaktif

Sejumlah terbatas senyawa gas mulia telah dapat dibuat menggunakan unsur Xenon dan Kripton.

> 250 oC

Xe(g) + F₂(g) →→→→ _XeF

Logam Alkali

Golongan logam IA (1) semuanya memiliki konfigurasi elektron terluar ns1_.

Cenderung melepaskan satu elektron membentuk ion 1+ dan dijadikan dasar bagi hampir semua reaksi yang

melibatkan logam alkali.

M →→→→ _M+ _{+ e}−−−−

Logam Alkali Tanah

Golongan logam alkali tanah, golongan IIA (2) tidak sereaktif logam alkali.

Unsur-unsur logam alkali tanah harus melepaskan dua elektron terluarnya untuk mencapai konfigurasi gas mulia. Energi ionisasi semakin kecil dari atas ke bawah dalam satu golongan, berarti semakin mudah melepaskan elektron.

M →→→→ _M2+ _{+ 2e}−−−−

Kereaktifan bertambah dari atas ke bawah dalam satu golongan Energi ionisasi logam alkali tanah relatif lebih tinggi dibandingkan energi ionisai unsur gologan alkali dan golongan IIIA (3)

Halogen

Sifat umum unsur-unsur golongan VIIA (17) adalah semuanya nonlogam.

Semua halogen hanya membutuhkan satu elektron saja untuk memenuhi konfigurasi gas mulia

Ketika bereaksi dengan logam, unsur-unsur gas mulia membentuk ion 1 –, membentuk ikatan ion.

2Na(s) + Cl₂(g) →→→→ _2NaCl(s)

Ketika bereaksi dengan unsur nonlogam lainnya, akan saling berbagi elektron, membentuk ikatan kovalen.

O₂(g) + 2F₂(g) →→→→ _2OF

2(g)

Unsur diatomiknya bervariasi wujudnya pada kondisi standar (1 atm, 25 o_{C): gas (F}

Cara-cara Penomoran Golongan

Terdapat beberapa metode yang digunakan untuk menomori golongan pada tabel periodik:

Metode yang digunakan para kimiawan Amerika (American Chemical Society, ACS)

Sistem IUPAC lama

Sistem IUPAC yang berlaku saat ini.

Para kimiawan di Amerika (American Chemical Society,

Sistem Penomoran untuk Tabel Periodik

IUPAC lama

IUPAC dan ACS sekarang