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 Konfigurasi Elektron Sistem Periodik
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 1897 Thomson pertama kali mengukur sifat elektron secara kuantitatif
Tabung Sinar Katoda Penemuan elektron oleh Thomson berdasarkan hasil percobaan menggunakan tabung sinar katoda. Elektron dihasilkan ketikan suatu gas terionisasi Gas yang terionisasi
Katoda
Anoda
Tonjolan kecil
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 kg/C
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 Muatan elektron yang digunakan sekarang = -1,6021773 x 10-19 C
Massa Elektron Massa elektron dihitung dari hasil percobaan Thomson dan Millikan, yaitu dari rasio massa elektron terhadap muatan elektron (Thomson) dan muatan elektron (Millikan): Me = (rasio massa terhadap muatan) x (muatan) = (6 x 10-12 kgC-1) (1,5924 x 10-19 C) = 1 x 10-30 kg
Massa elektron yang digunakan sekarang adalah: 9,109390 x 10-31 kg = 5,485799 x 10-4 u
Penemuan Inti Atom Pada tahun 1909 Rutherford membombardir lempengan logam tipis dengan partikel alfa (ion helium). Hasil percobaan menunjukkan bahwa sekitar 1 partikel alfa dari 8000 partikel dibelokkan oleh lempeng logam. Pembelokan ini menunjukkan keberadaan inti atom yang kecil, kompak dan bermuatan positif.
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
Nomor Atom
Penentuan Muatan Inti
(Frekuensi Sinar-X)1/2
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, inilah yang disebut neutron.
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. Panjang Gelombang, λ Amplitudo
Simpul
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: ν
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 molekul sebagai cahaya, sehingga kembali ke tingkat energi yang lebih rendah.
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 gelombang EM.
!! %
" &
' ' '
Katoda Anoda
#$ (
Contoh Soal Energi Foton Tentukan energi dalam kJ/mol foton cahaya biru-hijau dengan panjang gelombang 486 nm Jawab: Energi foton = hc/λ
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. Bohr menyimpulkan bahwa energi elektron terkuantisasi, hanya merupakan tingkat-tingkat energi tertentu.
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.
Energi
Model Atom Bohr
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. Model atom Bohr tak dapat digunakan untuk atom-atom selain hidrogen dan tak dapat menjelaskan mengapa energi terkuantisasi
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:
Semakin kecil massa objek, ketidakpastian posisi dan kecepatannya semakin besar.
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, ml: menggambarkan orientasi atau arah proyeksi orbital dalam ruang 3 dimensi. Nilai ml = - l sampai +l (semua bilangan kecuali 0). Contoh: jika l = 2, maka ml = -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.
Pauli membuat aturan bahwa elektron dalam suatu atom tidak boleh memiliki bilangan kuantum yang sama (Prinsip Larangan Pauli).
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
Jumlah Orbital
Bentuk Orbital
Orbital s
Orbital p: px, py, pz
Orbital d: dz2,dxy,dxz,dyz,dx2-y2 Orbital f
Konfigurasi Elektron
Energi
Untuk atom hidrogen, bilangan kuantum utama menentukan energi orbitalnya.
Semua subtingkat memiliki energi sama Jika energi sebesar lebih dari 1312 kJ/mol ditambahkan, elektron akan benar-benar terlepas.
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 berbeda dari masing-masing bilangan kuantum utama tertentu.
Energi
Konfigurasi Elektron
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. Jangan memasangkan elektron dulu sebelum pada subtingkat energi tertentu terisi penuh.
Energi
Contoh penerapan Prinsip Aufbau
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 medan magnet yang menunjukkan semua elektron telah berpasangan.
Cara Pengisian Elektron
Sistem Periodik Unsur
Klasifikasi berdasarkan Subtingkat Energi
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 menyusuri blok-f
Penulisan Konfigurasi Elektron Contoh
Format Inti
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 4p6 Untuk anion, tambahkan sejumlah elektron ke kulit terluar sebanyak muatan anion. Contoh: Cl−, konfigurasi elektron Cl: [Ne] 3s2 3p5 menjadi Cl−: [Ne] 3s2 3p6 atau [Ar]
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 Afinitas elektron
Jari-jari (pm)
Jari-jari Atom
Nomor Atom (Gas Mulia tak termasuk)
Jari-jari Atom untuk Unsur Golongan Utama
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 menarik elektron lebih kuat dan ukuran atom mengecil.
Jari-jari Ion (pm)
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. Penambahan elektron akan meningkatkan gaya tolak antara elektron sehingga ion membutuhkan waktu yang lebih lama untuk mengikat elektron pada kulit yang sama menimbulkan ‘pengembangan’ kulit terluar. Akibatnya inti atom lebih sulit menarik elektron-elektron dan jari-jari anion menjadi lebih besar.
Konfigurasi Isoelektron Isoelektron: spesi yang memiliki konfigurasi elektron yang sama. Contoh: Setiap spesi berikut memiliki konfigurasi elektron yang sama, yaitu 1s2 2s2 2p6: O2− F− Ne Na+ Mg2+ Al3+
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 cenderung untuk membentuk kation.
Energi Ionisasi Pertama (kJ/mol)
Energi Ionisasi Pertama
Nomor Atom
Energi Ionisasi Pertama Energi yang dibutuhkan untuk melepaskan satu e− dari suatu atom netral dalam fasa gas
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 kecenderungan atau kecil kecenderungannya untuk menarik elektron.
Afinitas Elektron (kJ/mol)
Afinitas Elektron
Nomor Atom
Afinitas Elektron Energi yang dilepaskan ketika suatu atom menangkap e−
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. Logam-logam transisi menjadi kurang reaktif 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 oC
2Na(l) + H2(g) → 2NaH(s) Hidrogen biasanya ditempatkan dalam tabel periodik pada golongan IA (1) atau diantara golongan IA(1) dan VIIA (17) atau tidak di golongan manapun.
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)
→
XeF2(g)
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− Kereaktifan unsur-unsur logam alkali bertambah dari atas ke bawah dalam satu golongan
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) dikarenakan efek terisi penuhnya orbital elektron terluar pada unsur alkali tanah, dibandingkan logam 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) → 2OF2(g) Unsur diatomiknya bervariasi wujudnya pada kondisi standar (1 atm, 25 oC): gas (F2 dan Cl2); cair (Br2); padat (I2).
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, ACS) juga mengadopsi sistem yang digunakan IUPAC
Sistem Penomoran untuk Tabel Periodik IUPAC lama IUPAC dan ACS sekarang Sistem AS
