BILANGAN KUANTUM
BILANGAN KUANTUM
OLEH : MARIA HEBI, S.Pd
OLEH : MARIA HEBI, S.Pd
SMAK GIOVANNI KUPANG
BILANGAN KUANTUM
BILANGAN KUANTUM
OLEH : MARIA HEBI, S.Pd
OLEH : MARIA HEBI, S.Pd
SMAK GIOVANNI KUPANG
STANDAR KOMPETENS
STANDAR KOMPETENS
II
Memaham
Memahami struktur atom
i struktur atom untuk
untuk
meramalka
meramalkan
n sifat-sifa
sifat-sifat
t periodik unsur,
periodik unsur,
struktur molekul, dan
struktur molekul, dan sifat-sif
sifat-sifat
at senyawa
senyawa
KOMPETENSI DASAR
KOMPETENSI DASAR
1.1. Menjelaskan teori atom Bohr dan
1.1. Menjelaskan teori atom Bohr dan
mekanika kuantum untuk menuliskan
mekanika kuantum untuk menuliskan
konfigurasi elektron dan diagram orbital
konfigurasi elektron dan diagram orbital
serta menentukan letak unsur dalam tabel
serta menentukan letak unsur dalam tabel
periodik
INDIKATOR
1. Menentukan bilangan kuantum
2. Menggambarkan bentuk orbital
3. Menjelaskan kulit dan subkulit serta
hubungannya dengan bilangan kuantum
4. Menggunakan prinsip Aufbau, aturan
Hund dan asas larangan Pauli untuk
menuliskan konfigurasi elektron
5. Menghubungkan konfiguras elektron
BILANGAN KUANTUM
Bilangan kuantum adalah parameter yang digunakan untuk menggambarkan tingkat energi, posisi dan bentuk orbital
Ada 4 macam bilangan kuantum : 1. Bilangan kuantum utama (n) 2. Bilangan kuantum azimut (l)
3. Bilangan kuantum magnetik (m) 4. Bilangan kuantum spin (s)
1. Bilangan kuantum utama (n)
Menyatakan ukuran dan tingkat energi orbital
Memiliki nilaai bilangan bulat positif yaitu 1, 2, 3, 4, 5, dst.
Semakin besar nilai n, semakin besar pula ukuran orbitalnya
Semakin besar nilai n semakin tinggi tingkat energinya
Nilai n juga menunjukkan kulit atom Misalnya : dsdss Lambang kulit K L M N dst
2. Bilangan kuantum azimut (l )
Menyatakan bentuk orbital
Nilai bilangan kuantum azimut yang diijinkan yaitu semua bilangan bulat mulai dari
0 hingga n-1
Misalnya :
nilai n = 1 maka nilai l yg diijinkan = 0
nilai n = 2 maka nilai l yg diijinkan = 0 dan 1
Nilai n = 3 maka nilai l yg diijinkan = 0, 1
dan 2 dst
bentuk orbital biasanya dinyatakan dengan lambang s, p, d, f, g, dst.
Berikut hubungan bilangan kuantum azimut dengan lambang orbitalnya
Lambang orbital
s p d f g dst
Jumlah orbital dalam setiap subkulit
Contoh :
Pada kulit 1 ( kulit K); ( n=1), maka nilai l yang diijinkan adalah 0
Pada kulit 2 (kulit L); (n=2), maka nilai l yang diijinkan adalah 0 dan 1, dst.
K 1 0 1s
L 2 0, 1 2s, 2p
K 3 0, 1, 2 3s, 3p, 3d
3. Bilangan kuatum magnetik ( m)
Menyatakan orientasi ruang orbital
Nilai m yang diijinkan adalah mulai dari –
sampai +
Contoh :
bila l = 0, maka nilai m = 0
bila l = 1, maka nilai m = -1, 0, +1
bila l = 2, maka nilai m = -2, -1, 0, +1, +2 dst.
Banyaknya nilai m yang diijinkan untuk suatu sub kulit menunjukkan jumlah
orbital dalam suatu subkulit.
Misalnya, pada subkulit s ( l =0),
terdapat 1 nilai m yaitu 0. Artinya, sub kulit s hanya terdiri dri 1 orbital saja, oleh karenanya tidak ada orientasi
ruang khusus untuk orbital s (berbentuk bola)
Pada subkulit p (l=1), terdapat 3 nilai m yaitu -1, 0, +1. Artinya, subkulit p terdiri
dari 3 orbital, yaitu px, py dan pz
4. Bilangan kuantum spin (s)
Menyatakan arah rotasi atau perputaran elekron
Nilai s yang diijinkan adalah +1/2 dan -1/2
Satu orbital maksimum berisi 2
elektron dengan spin yang berlawanan.
Seorang ahli, Wolfgang Pauli juga
mengemukakan hal yang berhubungan dengan bilangan kuantum spin, yaitu, bahwa dalam sebuah atom, tidak boleh ada dua elektron yang memiliki keempat bilangan kuantum ( n, l, m, dan s) yang sama. Pernyataan ini kemudian dikenal sebagai Asas Larangan Pauli.
Diagram Orbital
Digambarkan sebagai sebuah kotak atau potongan garis, agar lebih mudah
menuliskannya.
Misalnya :
subkulit : s p d f diagram orbital :
LATIHAN SOAL
Kerjakan latihan soal pada uji kepahaman anda halaman 24-25
KONFIGURASI ELEKTRON
Konfigurasi elektron merupakan persebaran elektron dalan atom. Di kelas X, kita telah mempelajari penulisan konfigurasi elektron berdasarkan kulit-kulit. Sekarang kita akan mempelajari penulisan konfigurasi elektron berdasarkan subkulit-subkulit.
Tata cara penulisan konfigurasi elektron : 1. Asas Aufbau; pengisian orbital dimulai
dari tingkat energi yang lebih rendah ke tingkat energi yang lebih tinggi
2. Aturan Hund ; pengisan orbital-orbital dengan tingkat energi yang sama, yaitu orbital-orbital dalam satu subkulit, mula-mula ekektron akan menempati orbital secara sendiri-senddiri dengan spin yang paralel, kemudian baru berpasangan. Hal ini akan meminimalkan tolak menolak
3. 2 Cara menulis urutan subkulit :
a. subkulit ditulis berdasarkan urutan tingkat energinya
b. Subkulit dari kulit yang sama dikumpulkan kemudian diikuti subkulit dari kulit berikutnya.
4. Urutan tingkat energi orbital dalam atom multielektron : 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 6s 6p 7s 1s 2s sp 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s
• Bila kita menggunakan penulisan
konfigurasi elektron dengan
mengumpulkan kulit-kulit maka dapat ditulis :
1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p, dst Contoh :
Unsur Ti (Z=22) memiliki konfigurasi elektron sbb :
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2 atau 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2 4s2
4. Menyingkat penulisan konfigurasi elektron dengan menggunakan
konfigurasi elektron gas mulia Contoh :
Na (Z=11) : 1s2 2s2 2p6 3s1 dapat
ditulis dengan menggunakan konfigurasi elektron Ne (Z=10) yaitu 1s2 2s2 2p6 sbb : [Ne] 3s1
5. Kestabilan subkulit d
Subkulit d akan lebih stabil bila terisi penuh atau setengah penuh.
ini merupakan penyimpangan berdasarkan Asas Aufbau
Contoh :
Cr (Z=24) : [Ar] 4s2 3d4 ternyata kurang staabil jika dibandingkan
6. Konfigurasi ion
Ditulis berdasarkan jumlah ion yang
dilepas atau ditangkap. Ion bermuatan + akan melepas elektron (berarti jumlah elektronnya menjadi berkurang) dan ion bermuatan – akan menangkap elektron
(berarti jumlah elektronnya menjadi bertambah).
7. Elektron valensi
merupakan jumlah elektron yang berada pada kulit terluar.
Merupakan elektron yang digunakan untuk berikatan
Jumlah elektron maksimal pada kulit terluar adalah 8.
Untuk unsur golongan utama, kulit
valensinya berakhir dengan ns dan np
Untuk unsur transis, kulit valensinya berakhir dengan (n – 1 )d dan ns
Letak unsur dalam SPU
Letak unsur dalam SPU dikelompokkan dalam 4 blok yaitu :
1. blok s, bila konfigurasi elektronnya berakhir pada orbital s
2. Blok p, bila konfigurasi elektronya berakhir pada orbital p
3. Blok d, bilaa konfigurasi elektronnya berakhir pada orbital d
4. Blok f, bila konfigurasi elektronnya berakhir pada orbital f
unsur-unsur yang termasuk blok s dan p disebut unsur-unsur golongan utama
(golongaan A)
Unsur-unsur yang termasuk blok d disebut unsur-unsur golongan transisi ( golongan B)
Unsur-unsur yang termasuk blok f disebut unsur-unsur golongan traansisi dalam
Hubungan konfigurasi elektron dengan
letak unsur dalam SPU
NO ELEKTRON VALENSI JUMLAH EV BLOK GOLONGAN
1 ns1 1 S IA 2 ns2 2 S IIA 3 ns2 np1 3 P IIIA 4 ns2 np2 4 p IVA 5 ns2 np3 5 p VA 6 ns2 np4 6 p VIA 7 ns3 np5 7 p VIIA 8 ns2 n6 8 p VIIIA
• Golongan Transisi
NO ELEKTRON VALENSI JUMLAH EV BLOK GOLONGAN
1 ( n – 1 )d1 ns2 3 d IIIB 2 ( n – 1 )d2 ns2 4 d IVB 3 ( n – 1 )d3 ns2 5 d VB 4 ( n – 1 )d5 ns1 6 d VIB 5 ( n – 1 )d5 ns2 7 d VIIB 6 ( n – 1 )d6 ns2 8 d VIIIB 7 ( n – 1 )d7 ns2 9 d VIIIB 8 ( n – 1 )d8 ns2 10 d VIIIB 9 ( n – 1 )d10 ns1 11 d IB 10 ( n – 1 )d10 ns2 12 d IIB
