MAKALAH KONSEP ATOM MATERI (B)

MAKALAH KONSEP ATOM

MATERI (B)

DOSEN PENGAJAR

Prof. Dr. Agung Purwanto

DISUSUN OLEH :

Fikih Bagus Setiawan Nony Theresia Sirait

TRISAKTI SCHOOL OF MULTIMEDIA FAKULTAS TEKNOLOGI GRAFIKA JURUSAN DESAIN DAN PRODUK KEMASAN

2022/2023

i

KATA PENGANTAR

Puji syukur kami panjatkan kehadirat Allah SWT, yang telah memberikan rahmat serta karunia- Nya kepada kami sehingga dapat menyelesaikan makalah ini tepat pada waktunya. Makalah ini berjudul “KONSEP ATOM Materi B ”.

Kami menyadari bahwa makalah ini masih jauh dari sempurna, oleh karena itu kritik dan saran dari semua pihak yang bersifat membangun, selalu kami harapkan demi kesempurnaan makalah ini. Semoga makalah ini dapat memberikan wawasan yang lebih luas kepada pembaca.

Akhir kata, kami sampaikan terima kasih kepada semua pihak yang telah berperan serta dalam penyusunan makalah ini dari awal sampai akhir. Demikian apa yang dapat kami sampaikan.

Semoga makalah ini dapat bermanfaat untuk masyarakat umumnya, dan khususnya untuk kami sendiri.

Jakarta, Oktober 2022

ii

DAFTAR ISI

Kata Pengantar ... i

Daftar Isi ... ii

BAB I PENDAHULUAN ... 1

1.1 Latar Belakang ... 1

1.2 Rumusan Masakah ... 2

1.3 Tujuan ... 2

BAB II PEMBAHASAN ... 3

A. Konfigurasi Elektron ... 3

2.1 Bilangan Kuantum ... 3

2.2 Konfigurasi Elektron ... 5

B. Sistem Periodik ... 10

3.1 Perkembangan Sistem Periodik ... 10

3.2 Penggolongan Periodik Unsur-unsur ... 12

3.3 Sifat Periodik Unsur ... 14

BAB III PENUTUP ... 17

4.1 Kesimpulan ... 17

4.2 Saran ... 17

DAFTAR PUSTAKA ... 17

1

BAB 1

PENDAHULUAN

1.1 LATAR BELAKANG

Kimia adalah suatu ilmu yang mempelajari mengenai komposisi, struktur dan sifat atau materi dari skala atom hingga molekul, serta perubahan atau transformasi serta interaksi unutk membentuk materi yang ditemukan dalam kehidupan sehari-hari, tentu dalam mempelajari ilmu kimia ini akan sangat bermanfaat bila dapat mengaplikasikannya dalam kehidupan. Materi kimia itu terdiri dari bilangan kuantum, sistem periodik.

Bilangan kuantum merupakan salah satu cara untuk menentukan kedudukan suatu elektron dalam atom. Dimana dalam menentukan tidak secara asal-asalan, namun terdapat beberapa tahap dalam penyelesaiannya sendiri. Misalnya unruk menentukan kulit utama dalam suatu atom makan dapat dilakukan dengan penentuan bilangan kuantum utama (n) dan seterusnya.

Unsur kimia hanya disebut unsur adalah zat kimia yang tak dapat dibagi lagi menjadi zat yang lebih kecil, atau tak dapat diubah menjadi zat kimia lain dengan menggunakan metode kimia biasa. Partikel terkecil dari unsur adalah atom . Sebuah atom terdiri atas inti atom (nucleus) dan dikelilingi oleh elektron. Inti atom terdiri atas sejumlah proton dan neutron.

Hingga saat ini diketahui terdapat kurang lebih 117 unsur di dunia.

Hal yang membedakan unsur satu dengan lainnya adalah jumlah proton dalam inti atom

tersebut. Miasalnya, seluruh atom karbon memiliki proton sebanyak 6 buah, sedangkan atom

oksigen memiliki proton sebanyak 8 buah. Jumlah proton pada setiap atom dikenal dengan

istilah nomor atom (Z).

2

1.2 RUMUSAN MASALAH

Berdasarkan latar belakang masalah maka dapat dirumuskan suatu pokok masalah yang kemudian disusun dalam bentuk pertanyaan sebagai berikut:

1. Berikan nilai-nilai n, l, dan ml untuk orbital-orbital pada subkulit 4d!

2.

Tulislah konfigurasi electron dari 23V, 28Ni, 33As, 30Zn!

3.

Apakah perbedaan sistem periodik Mendeleev dengan sistem periodik Mendeleev versi modern?

4.

Apakah dasar sistem periodik modern?

5.

Apakah yang dimaksud dengan golongan utama dan transisi?

6.

Tentukanlah urutan unsur dibawah ini berdasarkan kenaikan jari-jari atomnya.

a. 16S, 8O, 52Te c. 38Sr, 12Mg, 4Be b. 7N, 6C, 5B d. 14Si, 13Al, 11Na

7. Tentukanlah urutan unsur di bawah ini berdasarkan kenaikan energy ionisasinya:

a. Sr, Ba, Mg, Ca b. Ca, K, Ge, Ga

1.3 TUJUAN

Adapun tujuan dalam pembuatan makalah ini adalah sebagai berikut:

1. Untuk memenuhi nilai tugas mata kuliah Kimia Industri.

2. Untuk menambah wawasan tentang Konsep Atom Pada Kimia.

3

BAB II

PEMBAHASAN

A. Konfigurasi Elektron 2.1 Bilangan Kuantum

Bilangan-bilangan kuantum ini disebut bilangan kuantum utama, bilangan kuantum momentum sudut, dan bilangan kuantum magnetik. Bilangan-bilangan ini akan digunakan untuk menggambarkan orbital-orbital atom dan menandai

elektronelektron didalamnya. Bilangan kuantum keempat bilangan kuantum spin, menggambarkan perilaku elektron tertentu dan gambaran tentang elektron dalam atom.

1. Bilangan Kuantum Utama

Bilangan kuantum utama (n) bernilai bilangan bulat 1, 2, 3 dst, menunjukkan tingkat energi orbital. Bilangan kuantum utama berhubungan dengan jarak rata-rata elektron dari inti dalam orbital tertentu. Semakin besar n, semakin besar jarak rata-rata elektron dalam orbital tersebut dari inti dan oleh karena itu semakin besar orbitalnya.

2. Bilangan Kuantum Momentum Sudut/Azimut (l)

Bilangan kuantum azimuth (l) menggambarkan bentuk orbital. Nilai l bergantung pada nilai bilangan kuantum utama (n). untuk nilai n tertentu, l mempunyai nilai bilangan bulat dari 0 sampai (n – 1).

n = 1; l = 0 n = 2; l = 0, l = 1 n = 3; l = 0, l = 1, l = 2 n = 4; l = 0, l = 1, l = 2, l = 3

Karena bilangan kuantum azimuth (l) ada hubungan dengan bentuk orbital, maka:

Jika l = 0 mempunyai orbital s l = 1 mempunyai orbital p l = 2 mempunyai orbital d l = 3 mempunyai orbital f Contoh :

n = 2, maka l = 0, l = 1. Terdiri atas dua subkulit yaitu subkulit 2s dan 2p, dimana 2 melambangkan nilai n sedangkan s dan p melambangkan nilai l. sehingga:

n = 2; l = 0 subkulit 2s l = 1 subkulit 2p

3. Bilangan Kuantum Magnetik (m

l

)

Bilangan kuantum magnetik menggambarkan orientasi orbital dalam ruang. Didalam satu subkulit, nilai ml bergantung pada nilai bilangan kuantum azimuth l. Untuk nilai l tertentu, ada (2l + 1) nilai bulat ml.

4 Bila l = 0, maka ml = 0. Bila l = 1 maka terdapat tiga nilai ml yaitu -1, 0, 1. Bila l = 2 maka terdapat lima nilai ml yaitu -2, -1, 0, 1, 2. Jumlah ml menunjukkan jumlah orbital dalam subkulit dengan nilai l tertentu.

Jika l = 0; ml = 0; jumlah orbital 1

l = 1; ml = -1, 0, 1; jumlah orbital 3 l = 2; ml = -2,-1, 0,1,2; jumlah orbital 5 contoh :

n = 2; l = 0 subkulit 2s; ml = 0; jumlah orbital 1 l = 1 subkulit 2p; ml = -1, 0, 1; jumlah orbital 3

maka satu orbital 2s dan tiga orbital 2p, jadi total orbitalnya adalah empat orbital.

4. Bilangan Kuantum Spin Elektron (m

s

)

Elektron dalam orbital tak hanya bergerak disekitar inti, tetapi juga berputar mengelilingi sumbunya. Arah perputaran ada dua yaitu searah jarum jam dan berlawanan arah jarum jam.

Bilangan kuantum spin (ms) menyatakan arah perputaran itu yang nilainya -1/2 dan +1/2.

Tingkat energi keduanya adalah sama, tanda negatif atau positif hanya untuk membedakan yang satu dengan yang lain.

Bilangan kuantum spin (ms) menunjukkan bahwa dalam satu orbital hanya dapat diisi oleh dua elektron. Jumlah elektron tiap kulit (tingkat) = 2n² sedangkan jumlah elektron tiap subkulit adalah:

Orbital s, jumlah elektron ada 2 buah Orbital p, jumlah elektron ada 6 buah Orbital d, jumlah elektron ada 10 buah Orbital f, jumlah elektron ada 14 buah

Contoh :

Subkulit 2p terdapat:

n = 2; karena orbital p maka l = 1; ml = -1, 0, 1

5 jumlah orbital 6, jumlah elektronya adalah 6 karena masing-masing orbital diisi 2

elektron, ms = +1/2 ms = -1/2

Tabel 5.1 Hubungan Antara Bilangan Kuantum dan Orbital Atom

2.2 Konfigurasi Elektron

Konfigurasi elektron menyatakan bagaimana elektron tersebar diantara berbagai orbital atom.

Pengisian orbital mengikuti orbital yang disebut prinsip Aufbau.

1. Prinsip Pengisian Elektron (Prinsip Aufbau)

Menurut prinsip ini, elektron-elektron dalam atom sedapat mungkin memiliki energi terendah.

Oleh sebab itu, pengisian elektron harus dimulai dari orbital yang rendah menuju ke yang lebih tinggi tingkat energinya. Untuk pengisian subkulit dalam atom sebagai berikut:

Gambar berikut menunjukaan Urutan pengisian subkulit dalam atom berelektron banyak. Dimulai dengan orbital 1s dan bergerak kebawah mengikuti arah anak panah. Jadi urutannya adalah sebagai berikut: 1s <

2s < 3s < 3p < 4s < 3d < …..

6

Contoh :

1H (Z = 1) Konfigurasi elektronnya: 1s¹

Konfigurasi electron juga digambarkan dengan diagram orbital yang menunjukkan spin elektronnya:

1H : 1s¹

Karena nomor atom H atau jumlah electron H adalah 1, maka tanda panah hanya satu, yang

menunjukkan bilangan kuantum spin sm = +1/2. Tanda panah ke atas menyatakan salah satu dari dua kemungkinan gerak spin elektronnya. Kotaknya menyatakan orbital atom.

2. Prinsip Larangan Pauli

Untuk atom berelektron banyak kita menggunakan prinsip Larangan Pauli untuk menentukan konfigurasi electron. Prinsip ini menyatakan bahwa tidak ada elektron dalam satu atom yang mempunyai keempat bilangan kuantum yang sama. Bila dua elektron dalam satu atom mempunyai nilai n, l, dan ml yang sama, maka kedua elektron tersebut harus mempunyai nilai ms

yang berbeda.

Dengan kata lain, hanya dua electron yang dapat menempati orbital atom yang sama, dan kedua electron tersebut harus mempunyai spin yang berlawanan.

Contoh :

2He (Z = 2). Konfigurasi electron: 1s ²

Ada tiga kemungkinan untuk menempatkan dua electron dalam orbital 1s.

Diagram (a) dan (b) tidak dapat diterima oleh prinsip Larangan Pauli. Pada diagram (a), kedua electron mempunyai spin ke atas dan keduanya akan memiliki bilangan kuantum n = 1, l = 0, ml = 0, ms = +1/2. Pada diagram (b), kedua electron mempunyai spin kebawah dan keduanya akan memiliki bilangan kuantum n = 1, l = 0, ml = 0, ms = -1/2. Hanya diagram (c) yang dapat diterima karena satu electron mempunyai bilangan kuantum n = 1, l = 0, ml = 0, ms = +1/2 dan satu electron lagi mempunyai bilangan kuantum n = 1, l = 0, ml = 0, ms = -1/2. Jadi atom Helium (He) mempunyai konfigurasi electron sebagai berikut:

Perhatikan bahwa 1s² dibaca “1s dua” bukan “1s kuadrat”

7

3. Aturan Hund

Aturan Hund menyatakan bahwa susunan electron yang paling stabil dalam subkulit adalah susunan dengan jumlah spin parallel terbanyak. Konfigurasi electron 6C (Z = 6) adalah 1s² 2s² 2p²

Ada tiga cara yang berbeda untuk mendistribusikan dua elektron dalam tiga orbital p :

Baik (a) dan (b) spinnya saling meniadakan. Pada (a); kedua elektron berada pada orbital 2px yang sama, menghasilkan tolakan antar elektron yang lebih besar dari pada bila dua elektron mengisi dua orbital yang berbeda, misalnya 2px dan 2py. pada (b); juga lebih membingungkan.

Jadi (c) memenuhi kondisi aturan Hund. Fakta bahwa atom karbon bersifat paramagnetik, dimana masing-masing mengandung dua elektron takberpasangan, adalah sesuai aturan Hund.

Jadi diagram orbital atom 6C : 1s² 2s² 2p²

Konfigurasi elektron atom 7N (Z= 7) adalah 1s² 2s² 2p³

Sekali lagi aturan Hund menentukan bahwa ketiga elektron 2p mempunyai spin yang paralel satu sama lain, oleh karena itu atom N bersifat paramagnetik, karena mengandung tiga elektron takberpasangan.

Konfigurasi electron atom 8O (Z = 8) adalah 1s² 2s² 2p⁴

Atom oksigen bersifat paramagnetik, sebab oksigen mengandung dua electron takberpasangan.

Konfigurasi electron atom 9F (Z = 9) adalah 1s² 2s² 2p⁵

Atom fluorin bersifat paramagnetik, dengan satu electron takberpasangan.

Konfigurasi electron atom 10Ne (Z = 10) adalah 1s² 2s² 2p⁶

Atom Neon bersifat diamagnetik karena semua electron berpasangan.

Tabel 1.2 mencantumkan konfigurasi elektron unsur-unsur dalam keadaan dasar H (Z= 1) sampai Mt (Z = 109). Konfiurasi elektron semua unsur, kecuali Hidrogen dan Helium dinyatakan dengan inti gas mulia yang menunjukkan dalam tanda kurung unsur gas mulia terdekat sebelum unsur yang dimaksud, diikuti dengan lambang subkulit-subkulit terisi yang paling tinggi energinya dalam kulit terluar.

8 Konfigurasi elektron 19K (Z = 19) adalah 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ atau disingkat dengan [Ar] 4s¹ . Unsur-unsur dari scandium (Z = 21) sampai tembaga (Z = 29) adalah logam-logam transisi. Logam transisi mempunyai subkulit 3d yang tidak terisi penuh atau dengan mudah menghasilkan kation dengan subkulit d yang tidak terisi penuh.

Konfigurasi electron 24Cr (Z = 24) adalah 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁴ , konfigurasi seperti ini belum stabil karena subkulit 3d⁴ belum terisi setengan penuh, sehingga konfigurasi electron atom 24Cr yang lebih stabil adalah:

24Cr : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d⁵ 4s¹ 3d⁵

Menurut aturan Hund, diagram orbital untuk atom Cr adalah:

24Cr: [Ar] 4s¹ 3d⁵ atom Cr mempunyai 6 elektron tak berpasangan.

9 Tabel 1.1 Konfigurasi Elektron

Konfigurasi electron 29Cu (Z= 29): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁹ , konfigurasi ini belum stabil, sehingga konfigurasi electron yang lebih stabil adalah: 29Cu: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d¹⁰ atau [Ar] 4s¹ 3d¹⁰

10

Gambar 1.1

Mengelompokkan unsur-unsur berdasarkan jenis subkulit yang ditempati elektron terluarnya.

B. SISTEM PERIODIK

3.1 Perkembangan Sistem Periodik

1.

Sistem Periodik Mendeleev

Dmitri Mendeleev seorang ahli kimia Rusia dan Lothar Meyer ahli kimia Jerman hampir secara bersamaan mengembangkan tabel periodik berdasarkan kenaikan massa atom. Dalam penelitiannya, Mendeleev menyusun seperangkat kartu, setiap kartu berisi atom dan sifat-sifat kimianya. Kartu disusun secara berurutan menurut kenaikan massa atom dan sifat kimianya.

Beritkut tabel periodik Mendeleev.

Tabel 2

.1 Sistem Periodik Mendeleev

Mendeleev membagi atom atas 8 golongan dan 12 periode, sehingga unsur dalam satu golongan mempunyai kemiripan sifat dan dalam satu periode disusun berdasarkan kenaikan

11 massa atomnya. Mendeleev mengosongkan beberapa tempat, hal ini dilakukan untuk menetapkan kemiripan sifat dalam golongan. Contoh: Mendeleev menetapkan Ti (Ar = 48) pada golongan IV dan membiarkan golongan III kosong, karena Ti lebih mirip dengan C dan Si, dari pada B dan Al.

Mendeleev juga dapat meramalkan sifat atom yang belum dikenal seperti ekasilikon.

Kelemahan dari sistem periodik Mendeleev adalah masih terdapat atom atom yang massanya lebih besar letaknya di depan atom yang massanya lebih kecil, contoh: Telurium (Te) = 128 terletak pada golongan VI sebelum Iodin (I) = 127 yang terletak pada golongan VII. Hal ini dikarenakan atom yang mempunyai kemirpan sifat diletakkan dalam satu golongan.

2. Sistem Periodik Mendeleev versi Modern

Moseley (1915) memperbaiki susunan sistem periodik Mendeleev. Moseley berhasil menemukan nomor atom, sehingga disusun sistem periodik baru yang didasarkan kenaikan nomor atom dan kemiripan sifat unsur. Sistem ini disebut sistem periodik Mendeleev versi modern. Dalam sistem ini, unsur dibagi atas 8 golongan dan 7 perioda. Perioda ada yang pendek (1, 2, 3) dan yang panjang (4, 5, 6, dan 7). Disamping itu, juga dikenal golongan Lantanida dan Aktinida.

3. Sistem Periodik Modern

Sistem periodik yang dipakai sekarang adalah sistem periodik modern (sistem periodik panjang), disusun berdasarkan kenaikan nomor atom mengikuti aturan Aufbau. Letak atom ditentukan oleh orbital yang terisi paling akhir. Karena ada empat macam orbital, maka ada empat blok atom, yaitu blok s, p, d, dan f.

Blok s : atom-atom yang elektron terluarnya mengisi orbital s. Dalam susunan berkala atom- atom yang elektron terluarnya mengisi orbital s adalah atom-atom golongan IA dan IIA.

Blok p : atom-atom yang elektron terluarnya mengisi orbital p. Dalam susunan berkala atom-atom yang elektron terluarnya mengisi orbital p adalah atom-atom golongan IIIA sampai golongan VIIIA.

Blok d : atom-atom yang elektron terluarnya mengisi orbital d. Dalam susunan berkala atom-atom yang elektron terluarnya mengisi orbital d adalah atom-atom golongan transisi IB sampai golongan VIIB ditambah golongan VIIIB.

Blok f : atom-atom yang elektron terluarnya mengisi orbital f. atom-atom blok f ini meliputi atom-atom Lantanida dan aktinida.

12

Gambar 2.1 Sistem Periodik Modern

3.2 Penggolongan Periodik Unsur-Unsur

Menurut jenis subkulit yang terisi, unsur-unsur dapat dibagi menjadi beberapa golongan unsur utama, gas mulia, unsur transisi (logam transisi), lantanida dan aktinida. Menurut Gambar 2.2 unsur-unsur utama (golongan utama) adalah unsur-unsur dalam Golongan 1A hingga 7A, yang semuanya memliki subkulit s atau p dengan bilangan kuantum utama tertinggi yang belum terisi penuh.

Dengan pengecualian pada Helium, seluruh gas mulia (unsur-unsur golongan 8A) mempunyai subkulit p yang terisi penuh (konfigurasi elektronnya adalah 1s² untuk Helium dan ns² np⁶ untuk gas mulia yang lain, dimana n adalah bilangan kuantum utama untuk kulit terluar).

Logam transisi adalah unsur-unsur dalam Golongan 1B dan 3B hingga 8B, yang mempunyai subkulit d yang tidak terisi penuh atau mudah menghasilkan kation dengan subkulit d yang tak terisi penuh. Lantanida dan aktinida disebut unsur transisi blok f karena kedua golongan ini memiliki subkulit f yang tidak terisi penuh.

13 Gambar 2.2 Konfigurasi elektron pada keadaan dasar. Agar sederhana, hanya ditampilkan

konfigurasi kulit terluar.

Berdasarkan sifat kelogaman, unsur dapat dibagi tiga, yaitu:

❖ Logam

❖ Bukan logam

❖ Metalloid (semi logam)

Yang termasuk logam adalah unsur blok s (kecuali H), blok d, blok f dan sebagian blok p (bagian kiri bawah). Unsur bukan logam adalah sebagian blok p, yaitu bagian kanan atas, sedangkan unsur metaloid terletak pada blok p yaitu antara logam dan bukan logam. Yang termasuk unsur metaloid adalah B, Al, Si, Ge, As, Sb, dan Te

1. Menentukan golongan dan Periode Unsur

Sistem periodik modern disusun berdasarkan konfigurasi elektron. Konfigurasi elektron dapat dibuat jika nomor atom suatu unsur diketahui. Jadi, letak suatu unsur dalam sistem periodik dapat dicari dari nomor atomnya. Dari konfigurasi elektron dapat dihitung jumlah elektron kulit terluar atau elektron valensinya.

Jika elektron terakhir (electron valensi) pada orbital s atau p maka unsure termasuk golongan utama (golongan A).

Contoh :

7X : 1s² |2s² 2p³ Golongan VA

11Y : 1s² |2s² 2p⁶ |3s¹ Golongan IA

Unsur elektron terakhir (elektron valensi) pada orbital d termasuk golongan transisi.

Contoh :

24P : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁴ Golongan VIB

14

47Q : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d⁹ konfigurasi elektron menjadi:

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s¹ 4d¹⁰ Golongan IB

Periode unsur dapat ditentukan dari bilangan kuantum (n) yang terbesar atau n kulit terluarnya. Dengan demikian, perioda keempat unsur di atas adalah:

7X : 1s² 2s² 2p³ Periode 2 karena n terbesar 2, yaitu 2s² atau 2p³

11Y : 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ Periode 2 karena n terbesar 3, yaitu 3s¹

24P : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁴ Periode 4 karena n terbesar 4, yaitu 4s²

47Q : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s¹ 4d¹⁰ Periode 5 karena n terbesar 5, yaitu 5s¹

3.3 Sifat Periodik Unsur 1. Jari-Jari Atom

Perbedaan inti dan jumlah electron akan mengakibatkan ukuran atom suatu unsure berbeda dari atom lain. Ukuran itu dinyatakan dengan jari-jari atom.

Jari-jari atom ialah setengah jarak antar dua atom sejenis yang terikat dalam ikatan tunggal.

Contoh klor, jari-jari dihitung dari panjang ikatan molekul Cl2 (Cl – Cl). Panjangnya 1,98 A⁰ , maka jari-jari atom klor adalah setengahnya, yaitu 0,99A⁰ .

Atom dapat menjadi ion positif atau ion negatif. Ion positif terjadi bila atom kehilangan elektron, maka jari-jari ion positif lebih kecil dari atomnya.

Unsur dalam satu periode, mempunyai kulit yang sama, tetapi nomor atom bertambah dari kiri ke kanan, sehingga daya tarik inti pada kulit terluar makin besar dari kiri ke kanan. Contoh:

atom Na dan Mg mempunyai nomor atom masing-masing 11 dan 12. Daya tarik inti Na lebih kecil dari pada inti Mg terhadap elektron kulit terluarnya. Akibatnya, jari-jari atom Na (1,90) lebih besar dari Mg (1,60).

Dalam satu golongan, unsur mempunyai elektron valensi sama, tetapi jumlah kulitnya bertambah dari atas ke bawah. Akibatnya, jari-jari atom bertambah dari atas ke bawah, contohnya Na (1,90) dan K (2,35) (Gambar 6.7). dengan demikian dapat disimpulkan:

 Dalam satu perioda, jari-jari berkurang dari kiri ke kanan

 Dalam satu golongan, jari-jari bertambah dari atas ke bawah

2. Energi Ionisasi

Elektron suatu atom dapt lepas dari tarikan dan meninggalkan atom sehingga membentuk ion positif, contoh:

Na(g) Na⁺ (g) + e^-

Proses ini disebut ionisasi (pembentukan ion).

Energi ionisasi adalah energi minimum yang diperlukan untuk melepaskan satu elektron dari atom berwujud gas pada keadaan dasarnya.

Makin besar energi ionisasi, makin sukar untuk melepaskan elektronnya.

15 Jumlah electron yang lepas dari suatu atom mungkin satu, dua atau tiga, bergantung pada atom dan energy yang diberikan. Energi untuk melepaskan satu elektron pertama disebut energi ionisasi pertama (I1), kedua disebut energi ionisasi kedua (I2), ketiga disebut energi ionisasi ketiga (I3), contohnya atom Aluminium.

Al(g) → Al⁺ (g) + e^- ∆H = 577,4 kJ mol^-1 (I¹) Al⁺ → (g) Al²⁺⁽g) + e^- ∆H = 816 kJ mol^-1 (I²) Al²⁺(g) → Al³⁺(g) + e^- ∆H = 2744 kJ mol^-1 (I³)

Oleh karena itu, untuk unsur yang sama, energi ionisasi selalu bertambah sesuai dengan urutan berikut: I1 < I2 < I3.

Tabel 3.1 mencantumkan energi ionisasi untuk 20 unsur pertama yang dinyatakan dalam kilojoule per mol (kJ/mol), yaitu jumlah energy dalam kilojoule yang diperlukan untuk melepaskan 1 mol elektron dari 1 mol atom (ion) dalam keadaan gas. Energi yang diserap oleh atom (atau ion) dalam proses ionisasi mempunyai nilai positif.

Tabel 3.1 Energi Ionisasi (kJ/mol) untuk 20 Unsur Pertama

Nilai energi ionisasi unsur ternyata:

 Dalam satu perioda, energi ionisasi pertama bertambah dari kiri ke kanan

 Dalam satu golongan, energi ionisasi pertama bertambah dari bawah ke atas

Bila jarak makin kecil maka daya tarik makin besar. Akibatnya energy ionisasi makin besar. Sebaliknya, bila jarak makin besar maka daya tarik makin kecil. Dalam satu perioda, jari-jari berkurang dari kiri ke kanan, sehingga energy ionisasi pertama bertambah dari kiri ke

16 kanan. Sedangkan dalam satu golongan, energi ionisasi pertamanya akan bertambah dari bawah ke atas, karena jari-jari atomnya makin kecil.

3. Afinitas Elektron

Afinitas elektron adalah energi yang dilepaskan oleh suatu atom (dalam wujud gas) ketika menangkap satu elektron membentuk ion negatif. Karena energi dilepas, maka harga afinitas elektron diberi tanda minus. Cl(g) + e¯ → Cl¯(g) (∆H=-348kj)

Unsur golongan utama memiliki afinitas elektron bertanda negatif, kecuali golongan IIA dan VIIIA. Afinitas elektron terbesar dimiliki golongan VIIA. Semakin besar energy yang dilepas, ion negatif yang terbentuk semakin stabil. Atom golongan IIA dan VIIIA tidak membentuk ion negative yang stabil. Harga afinitas elektronnya positif.

17

BAB III PENUTUP

4.1 Kesimpulan

Bilangan-bilangan kuantum ini disebut bilangan kuantum utama, bilangan kuantum momentum sudut, dan bilangan kuantum magnetic. Bilangan-bilangan ini akan digunakan untuk menggambarkan orbital-orbital atom dan menandai

elektronelektron didalamnya. Bilangan Kuantum keempat bilangan kuantum spin, menggambarkan perilaku elektron tertentu dan gambaran tentang elektron dalam atom. Konfigurasi elektron menyatakan bagaimana elektron tersebar diantara berbagai orbital atom. Pengisian orbital mengikuti orbital yang disebut prinsip Aufbau. Dmitri Mendeleev seorang ahli kimia Rusia dan Lothar Meyer ahli kimia Jerman hamper secara bersamaan mengembangkan table periodic berdasarkan massa atom.

4.2 Saran

Setiap penelitian pasti ada kekurangan jadi di setiap penelitian pasti juga akan perbaikan. Begitupun dengan Konsep materi yang telah dibahas. Maka Kami sebagai penyusun sadar bahwa makalah ini jauh dari kesempurnaan karena kami memiliki keterbatasan-keterbatasan yang tidak dapat kami pungkiri, untuk itu kami berharapkan kritik dan saran yang membangun dari Para pembaca.

DAFTAR PUSTAKA

Struktur atom dan spu. (n.d.). Jambi: Studocu.

(n.d.). Retrieved from Academia.edu:

https://www.academia.edu/37634465/makalah_sistem_periodik_unsur (2019). Retrieved from Academia.edu:

https://www.academia.edu/40305867/Makalah_Bilangan_Kuantum_dan_Konfigurasi_Elektron Struktur atom dan spu. (n.d.). Jambi: Studocu.