STRUKTUR ATOM SPU STRUKTUR ATOM SPU

(1)

STRUKTUR ATOM

&

SISTEM PERIODIK UNSUR

OLEH:

FEBRIANTO MANIK, S.Pd.

(2)

INDIKATOR

1. Menjelaskan penemuan dan perkembangan

struktur atom, mulai dari teori atom Dalton hingga teori atom modern.

2. Menentukan susunan atom (jumlah proton,

elektron, dan neutron dalam atom) berdasarkan nomor atom dan nomor massa.

3. Mengklasifikasikan atom ke dalam isotop,

isobar, dan isoton berdasarkan nomor atom dan nomor massa.

4. Menentukan konfigurasi elektron dan elektron

valensi.

5. Menentukan bilangan - bilangan kuantum dan

(3)

ATOM

A= Tidak dapat _{Tomos = Dibagi}

Pengertian Atom

Jadi atom itu apa yah?

Bahasa Yunani

Atomos

Lima abad sebelum Masehi, filsuf dari

Yunani yang

bernama Democritus menjelaskan dan

percaya bahwa semua materi (zat) tersusun dari partikel

yang sangat kecil dan tidak dapat

(4)

PERKEMBANGAN MODEL ATOM

J. Dalton J.JThomson Rutherford Niels Bohr Mekanika_Kuantum

(5)

(6)

Sifat Sama

= 1 atom Besi

Paku

Unsur Besi

Sifat Sama

= 1 atom Emas

Emas

Unsur Emas _{yang dapat kamu}Dari gambar apa

(7)

Digiling

Menurut Dalton atom

(8)

Pada tahun 1808, John Dalton mengemukakan gagasannya tentang atom sebagai partikel penyusun materi.

Teori atom Dalton adalah sebagai berikut.

1. Materi terdiri atas partikel-partikel terkecil yang tidak dapat dibagi yang disebut dengan atom dan digambarkan sebagai bola pejal yang sangat kecil.

2. Atom satu unsur sama dalam segala hal, tetapi berbeda dari atom unsur lain.

3. Atom dapat bergabung satu sama lain secara kimia membentuk molekul dengan perbandingan sederhana.

4. Molekul terbentuk dari penggabungan atom beberapa unsur. 5. Atom suatu unsur adalah permanen, tidak dapat diuraikan,

(9)

Model atom Dalton ternyata mempunyai kelemahan.

Teori atom Dalton tidak dapat

menerangkan, mengapa larutan dapat menghantarkan arus listrik. Bola pejal tidak mungkin dapat meng-hantarkan arus listrik.

Listrik adalah elektron yang bergerak. Berarti pada larutan ada partikel lain yang dapat menghantarkan arus

(10)

(11)

(12)

Elektrom ditemukan oleh JJ.Thomson pada tahun

1897. Ia melakukan percobaan dengan sinar

katode.

Kesimpulannya bahwa sinar katode yang

(13)

(14)

(15)

Partikel yang bermuatan listrik negatif tersebut oleh J.J. Thomson disebut elektron dan diberi lambang:

Keterangan:

e = lambang elektron

–1 = muatan elektron 0 = massa elektron

Pada 1911, Robert Andrew Milikan seorang ahli fisika Amerika,

melakukan eksperimen

tetes minyak. Dari eksperimen tersebut dapat ditentukan

muatan listrik elektron yaitu

(16)

Teori Atom Thomson

Menurut

Thomson

, atom merupakan bola

pejal yang bermuatan positif dan

(17)

Pada tahun 1886, Goldstein

menemukan bahwa

bila pada katode diberi lubang, maka gas di

belakang katode menjadi berpijar. Hal ini

(18)

Keterangan:

Radiasi tersebut disebut

sinar

anode

atau

sinar positi

f atau

sinar terusan

. Partikel sinar

terusan terkecil diperoleh dari

gas hidrogen. Partikel ini

(19)

Laju reaksi dipengaruhi oleh :

Teori

Atom Rutherford

(20)

Pada tahun 1910,

Ernest Rutherfor

d bersama dua orang

asistennya, yaitu

Hans Geige

r dan

Ernest Marsden

,

(21)

(22)

(23)

(24)

Kelemahannya model atom Rutherford yaitu

ketidakmampuan untuk menerangkan mengapa elektron tidak jatuh ke inti atom akibat gaya tarik

elektrostatis inti terhadap elektron.

Berdasarkan satu asas fisika klasik, elektron

sebagai partikel bermuatan bila mengitari inti yang

muatannya berlawanan, lintasannya akan berbentuk spiral sehingga akhirnya

jatuh ke inti.

(25)

Pada tahun 1932, James Chadwick, ahli fisika

kebangsaan Inggris melakukan suatu eksperimen.

Caranya, yaitu dengan menembaki atom berilium dengan sinar alfa (_α).

Dari hasil penembakan itu terdeteksi adanya partikel tidak bermuatan yang mempunyai massa hampir sama dengan proton. Karena sifatnya netral, partikel tersebut dinamakan neutron dan tergolong partikel dasar karena semua atom mengandung partikel tersebut kecuali isotop hidrogen yang hanya mempunyai proton dan tidak

(26)

Neutron ditulis dengan lambang:

Keterangan:

n = lambang neutron 0 = muatan neutron 1 = massa neutron

(27)

Tanda Atom

X = lambang atom(= lambang unsur)

Z = nomor atom = jumlah proton (p) = jumlah elektron (e) A = nomor massa = jumlah proton + jumlah neutron = p + n

Contoh:

Jumlah proton, elektron,

dan neutron dalam atom Al

tersebut adalah

proton (

p

) = 13

elektron (

e

) = 13

neutron (

n

) = 27

–

13 =

(28)

2.

Nomor atom = 8

Nomor massa = 16

Jumlah proton = 8

Jumlah elektron = 10

Jumlah neutron = 8

1

Nomor atom = 11

Nomor massa = 23

Jumlah proton = 11

Jumlah elektron = 10

Jumlah neutron = 12

Bagaimana cara menentukan jumlah proton, elektron dan

neutron untuk atom bermuatan???

Proton = Nomor Atom

Elektron = Nomor atom - Muatan

(29)

(30)

Isobar adalah atom-atom unsur dengan nomor atom berbeda, tetapi nomor massanya sama.

Contoh:

isobar dengan

(31)

Teori

Atom Niels Bohr

Percobaan

(32)

Spektrum Atom Hidrogen

Oleh Niels Bohr

Warna spektrum garis menunjukkan panjang gelombang tertentu. Hal ini menunjukkan adanya tingkat energi tertentu di dalam suatu atom, sesuai

(33)

Menurut Bohr, spektrum garis menunjukkan bahwa elektron dalam atom hanya dapat beredar pada lintasan-lintasan dengan tingkat energi tertentu. Lintasan eletron tersebut berupa lingkaran dengan jari-jari tertentu yang disebut sebagai kulit atom. Setiap kulit ditandai dengan suatu bilangan yang disebut bilangan kuantum (n).

Bohr berhasil merumuskan jari-jari lintasan dan energi elektron pada atom hidrogen sebagai berikut.

Bilangan kuantum (n) 1 2 3 4 dan seterusnya

Lambang kulit K L M N dan seterusnya

r = n_n 2 a₀

(34)

Model atom hidrogen menurut Niels Bohr

adalah sebagai berikut.

1. Atom terdiri atas inti yang bermuatan positif

dan di sekitarnya beredar elektron-elektron

yang bermuatan negatif.

2. Dalam atom, elektron beredar mengelilingi

inti atom pada lintasan (orbit) tertentu yang

dikenal sebagai keadaan gerakan yang

(35)

3. Sepanjang elektron berada dalam lintasan stasioner energi akan konstan,

sehingga tidak ada cahaya yang dipancarkan maupun diserap.

4. Elektron hanya dapat

berpindah dari lintasan yang lebih rendah ke lintasan yang lebih tinggi jika menyerap

energi. Sebaliknya, jika elektron berpindah dari lintasan yang tinggi ke lintasan rendah terjadi pembebasan energi.

(36)

Kedudukan elektron dalam atom tidak tersebar

sembarangan tetapi menempati kulit atom. Kedudukan elektron pada kulit-kulit atom tersebut dinamakan

(37)

Sifat kimia suatu unsur ditentukan oleh jumlah

elektron atau susunan elektron dalam suatu atom.

Penyebaran elektron atau jumlah elektron

maksimal pada semua kulit suatu atom secara

matematis dirumuskan sebagai berikut.

(38)

Pengisian atau penyebaran elektron pada kulit atom dinamakan konfigurasi elektron. Pengisian elektron pada kulit atom

mempunyai aturan-aturan tertentu, yaitu sebagai berikut.

1. Jumlah maksimal elektron pada suatu kulit memenuhi

_2n

2. 2. Jumlah maksimal pada kulit terluar adalah 8. Hal ini

disebabkan pada sistem periodik hanya ada 8 golongan. 3. Pada keadaan normal, pengisian elektron dimulai dari kulit

bagian dalam (kulit K). Untuk atom unsur dengan nomor

atom 1 sampai dengan 18, kulit bagian luar diisi setelah kulit bagian dalam terisi penuh.

Contoh:

a. Atom C, jumlah elektronnya = 6 Konfigurasi elektron: K L

2 4 b. Atom Na, jumlah elektronnya = 11

Konfigurasi elektron: K L M

(39)

(40)

Kelemahan model atom Bohr

adalah hanya dapat menerangkan

spektrum

dari

atom

hidrogen

secara

akurat

tetapi

gagal

(41)

Planck dan Einstein menyatakan bahwa radiasi energi selain

bersifat gelombang juga bersifat partikel.

Louis de Broglie mengemukakan teorinya bahwa materi yang

bergerak selalu disertai

gelombang. Jadi, partikel selain bersifat materi juga dapat bersifat gelombang.

Bentuk gelombang yang

(42)

Werner Heisenberg (1927) membuktikan bahwa kedudukan partikel seperti elektron tidak dapat ditentukan dengan pasti pada saat yang sama. Konsep Heisenberg itu dikenal sebagai konsep ketidakpastian Heisenberg.

Elektron tidak mungkin mempunyai orbit (kulit) yang pasti dalam mengelilingi inti, yang mungkin dapat ditentukan adalah

kebolehjadian menemukan elektron di daerah tertentu dalam atom. Daerah atau ruang tempat elektron dapat ditemukan

disebut orbital. Orbital merupakan tingkat energi tertentu dalam atom. Besar, bentuk, dan kedudukan dalam ruang suatu orbital ditentukan berdasarkan teori mekanika gelombang atau

(43)

Model Atom Mekanika Kuantum

Pada tahun 1926, Shrödinger

mengajukkan suatu persamaan,

kini

disebut

persamaan

gelombang Shrödinger, untuk

mendeskripsikan

keberadaan

elektron dalam atom.

Dalam teori atom mekanika kuantum, posisi elektron

tidak dipastikan. Hal yang dapat dikatakan tentang

posisi elektron adalah peluang menemukan elektron

pada setiap titik dalam ruang di sekitar inti.

(44)

Bilangan Kuantum



Untuk menentukan kedudukan atau posisi elektron

dalam atom secara teoretis dilakukan dengan menggunakan bilangan kuantum.



Ada empat bilangan kuantum, yaitu bilangan kuantum

utama (n), bilangan kuantum azimut (l), bilangan

kuantum magnetik (m), dan bilangan kuantum spin (s).



Bilangan kuantum utama, azimut, dan magnetik

menyatakan posisi suatu elektron dalam atom,

(45)

Elektron berada pada tingkat energi tertentu. Bilangan kuantum utama (n) menyatakan di tingkat energi utama

(kulit) mana elektron berada. Nilai n dari bilangan kuantum utama adalah satu sampai dengan tujuh.

(46)

Bilangan kuantum azimut menyatakan di subkulit mana elektron berada. Orbital dinyatakan dalam

lambang s untuk l = 0, p untuk l = 1, d untuk l = 2, dan f untuk l = 3. Banyaknya orbital pada tiap tingkat

(47)

Bilangan kuantum magnetik menyatakan di orbital mana elektron berada. Nilai bilangan kuantum magnetik (m)

tergantung pada harga bilangan kuantum azimut (l), yaitu dari

– l sampai dengan + l . Orbital biasanya digambarkan dalam

bentuk segi empat.

1. Orbital s (l = 0) mempunyai harga m = 0. Artinya, orbital s hanya ada satu.

2. Orbital p (l = 1) mempunyai harga m = –1, 0, +1.

Artinya, orbital p ada tiga. Ketiga orbital itu mempunyai tingkat energi yang sama.

3. Orbital d (l = 2) mempunyai harga m = –2, –1, 0, +1, +2. Artinya, orbital d ada lima yang tingkat energinya sama.

4. Orbital f (l = 3) mempunyai harga m = –3, –2, –1, 0, +1, +2, +3. Artinya orbital f ada tujuh, yang memiliki

(48)

(49)

Bilangan kuantum spin menyatakan ke arah mana elektron berputar.

Jika arah putaran berlawanan maka elektron akan berlaku sebagai kutub magnet yang berlawanan, jadi akan tarik-menarik.

Jika arah putaran searah maka elektron akan tolak-menolak, sehingga satu orbital maksimal hanya berisi dua elektron.

Masing-masing elektron mempunyai harga s = (searah

jarum jam) dan s = (berlawanan arah jarum jam).

(50)

Elektron di dalam orbital digambarkan dengan anak panah, yang dikenal dengan diagram orbital.

Harga s = digambarkan dengan anak panah ke atas:

Harga s = digambarkan dengan anak panah ke bawah:

Jika orbital terisi penuh elektron maka digambarkan dengan anak panah ke atas dan ke bawah: .

(51)

Satu orbital maksimal berisi dua elektron maka:

– orbital s maksimal berisi 2 elektron:

– orbital p maksimal berisi 6 elektron:

– orbital d maksimal berisi 10 elektron:

(52)

Bentuk-bentuk orbital s

(53)

(54)

(55)

(56)

Asas aufbau

menyatakan bahwa

pengisian elektron pada orbital dimulai dari

tingkat energi terendah ke tingkat energi yang lebih tinggi.

Orbital s mempunyai tingkat energi terendah dan berturut-turut makin tinggi untuk orbital p, d,

(57)

Asas larangan Pauli menyatakan bahwa tidak mungkin dalam satu atom ada dua elektron yang harga keempat bilangan

kuantumnya sama.

Contoh:

Li (n.a Na = 3): Elektron pertama dan kedua dari atom litium mempunyai harga keempat bilangan kuantum yang sama dengan elektron pertama dan

elektron kedua helium. Bilangan kuantum elektron ketiga litium adalah sebagai berikut.

n = 2 m = 0 l = 0 s =

(58)

Pada orbital yang memeiliki tingkat energi

yang sama elektron

–

elektron akan

tersebar kesemua orbital dengan arah spin

yang sejajar (spin sama), selanjutnya orbital

diisi dengan elektron berikutnya dengan

arah spin yang berlawanan

Contoh:

C (n.a C = 6):

(59)

Tulislah konfigurasi elektron unsur-unsur berikut.

(60)

Menyingkat Penulisan Konfigurasi

Elektron dengan Menggunakan

Konfigurasi Elektron Gas Mulia

Coba kerjakan!!

8

O : 1s

2

2s

2

2p

4

8

O : [He] 2s2 2p4

17

Cl : 1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

5

17

Cl :

23

V : 1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

4s

2

3d

3

(61)

(62)

(63)

Pada tabel periodik ini lajur-lajur horizontal yang disebut periode disusun berdasarkan kenaikan nomor atom, sedangkan lajur

vertikal yang disebut golongan disusun berdasarkan kemiripan sifat.

Unsur-unsur blok s dan blok p masuk dalam golongan utama (golongan A), sedangkan unsur-unsur blok d dan blok f masuk dalam golongan transisi (golongan B).

Golongan ditentukan oleh jumlah elektron valensi atomnya,

sedangkan periode ditentukan oleh jumlah tingkat energi utama (kulit) atom yang sudah terisi elektron.

(64)

Sistem Periodik dan Konfigurasi

Elektron

Oleh karena elektron valensi khas bagi setiap unsur, maka kita dapat menentukan letak unsur dalam sistem periodik berdasarkan elektron valensinya, atau

(65)

(66)

Unsur-unsur yang tersusun dari atom dengan konfigurasi elektron terakhirnya berada pada orbital s, termasuk

unsur-unsur blok s.

Contoh:

Na (n.a = 11): Unsur Na terletak pada

golongan IA, periode 3, blok

s

(67)

Unsur-unsur yang tersusun dari atom dengan

konfigurasi elektron terakhirnya berada pada

orbital s

dan orbital p

termasuk unsur-unsur

blok p.

Contoh:

Al (n.a = 13): Unsur Al terletak pada

golongan IIIA, periode 3, blok p

(68)

Untuk unsur blok

d

, elektron valensi adalah elektron

pada tingkat energi utama (kulit) terluar dan elektron

pada orbital

d

dari tingkat energi utama (kulit) kedua

terluar.

Contoh:

Sc (n.a = 21): Unsur Sc terletak pada

golongan IIIB, periode 4, blok d

(69)

Atom unsur blok f mempunyai elektron valensi orbital s

pada tingkat energi utama (kulit) terluar dan elektron pada orbital f dari tingkat energi utama (kulit) ketiga terluar. Blok f terdiri dari dua golongan, yaitu golongan lantanida dan

golongan aktinida. Contoh:

N

_A

Unsur Nd, Ho, dan Yb terletak pada golongan lantanida,

periode 6, blok d

Unsur Am, Fm, dan No terletak pada golongan aktinida,

(70)

Elektron Valensi Atom Unsur Blok s

Elektron Valensi Atom Unsur Blok p

Elektron Valensi Atom Unsur Blok d

(71)

Pada awalnya unsur-unsur digolongkan ke dalam unsur logam dan nonlogam.

Sifat yang dimiliki logam, yaitu dapat menghantarkan listrik dan panas, merupakan benda padat kecuali air raksa, dan

rupanya mengilap. Contoh unsur logam, yaitu besi, tembaga, perak, dan emas.

(72)

Johann Wolfgang Döbereiner

pada tahun 1829

menggolongkan unsur-unsur yang mempunyai sifat

sama. Masing-masing kelompok terdiri atas tiga unsur

yang disebut

triad

.

Dalam satu triad

massa

atom relatif unsur yang

terletak di tengah

merupakan harga

rata-rata massa atom relatif

unsur yang pertama dan

yang ketiga

. Penemuan

Döbereiner disebut

(73)

John Alexander Reina Newlands (1838_–1898) seorang ahli kimia bangsa Inggris pada tahun 1864 menyusun unsur-unsur berdasarkan kenaikan massa atom relatif.

Ia mendapatkan bahwa unsur kedelapan mempunyai sifat kimia yang mirip dengan unsur pertama, unsur kesembilan

mempunyai sifat yang mirip dengan unsur kedua, dan seterusnya.

(74)

Kelemahan hukum oktaf adalah pengulangan setiap delapan unsur itu hanya cocok untuk unsur-unsur yang massa atomnya kecil dan pengelompokan terlalu dipaksakan.

Sebagai contoh pada tahun tersebut unsur H, F, dan Cl

mempunyai sifat yang mirip, begitu pula dengan O, S, dan Fe berada dalam lajur vertikal sehingga dapat dikatakan

(75)

Menurut Mendeleyev, sifat-sifat unsur merupakan fungsi

periodik dari massa atom relatifnya. Unsur-unsur yang sifatnya serupa ditempatkan pada satu lajur tegak yang disebut golongan.

Pengelompokan ini lebih mengutamakan kesamaan sifat unsur-unsur daripada kenaikan massa atom relatifnya, sehingga tersisa tempat-tempat yang kosong dalam

tabel periodik yang terbentuk.

Tempat-tempat kosong tersebut menurut Mendeleyev kelak akan diisi dengan unsur-unsur yang akan

(76)

Tabel periodik Mendeleyev disebut tabel periodik bentuk pendek. Salah satu kelemahan tabel periodik Mendeleyev adalah adanya unsur dengan massa atom relatif lebih

(77)

Tabel periodik modern yang sekarang digunakan adalah tabel periodik bentuk panjang.

Tahun 1941, Henry Moseley (1887_–1915) melakukan eksperimen dan menyimpulkan bahwa sifat dasar atom adalah nomor atom dan bukan massa atom relatif.

Dengan penemuan itu, hukum periodik Mendeleyev diperbarui menjadi Hukum Periodik Modern yaitu: sifat-sifat unsur merupakan fungsi periodik dari nomor

(78)

a. Jari-Jari Atom

Atom terdiri dari inti atom dan elektron. Gaya tarik muatan positif inti atom

terhadap elektron menarik elektron ke arah inti atom, sedangkan gaya tolak antara muatan negatif elektron

mendorong elektron menjauh dari atom. Gabungan gaya tarik inti atom terhadap elektron dengan gaya tolak antar

(79)

1. Untuk unsur

golongan utama, dari kiri ke kanan dalam satu periode jari-jari atom

cenderung makin kecil.

2. Untuk unsur

golongan utama, dari atas ke bawah dalam satu

(80)

Dalam satu periode dari kiri ke kanan jari-jari atom

cenderung menurun karena meningkatnya kekuatan inti atom menarik elektron, khususnya elektron paling luar.

Dalam satu golongan dari atas ke bawah, nomor atom semakin bertambah.

Muatan inti atom dan kulit atom juga bertambah. Walaupun

dengan bertambahnya muatan

inti atom mengurangi ukuran kulit, tetapi efek penambahan kulit atom lebih dominan. Penambahan nomor kulit atom menyebabkan jarak antara inti atom dengan elektron terluar

(81)

b. Energi Ionisasi (Potensial Ionisasi)

Energi ionisasi

adalah energi minimal yang

diperlukan untuk melepaskan satu elektron dari

atom atau ion dalam bentuk gas sampai pada jarak

dimana tidak ada lagi intereaksi di antara ion dan

elektron. Energi ionisasi disebut juga

potensial

ionisasi

.

1. Untuk unsur golongan utama, dari kiri ke kanan

dalam satu periode, energi ionisasi cenderung

makin besar.

(82)

c. Afinitas Elektron

Afinitas elektron adalah perubahan energi yang terjadi bila reaksi atom atau ion dengan elektron membentuk ion

negatif dalam keadaan gas.

Besarnya afinitas elektron merupakan ukuran bagaimana kuatnya inti atom menarik elektron.

1. Untuk unsur golongan utama, dari kiri ke kanan dalam satu periode sampai golongan VII, afinitas elektron