RSS

Struktur Atom

12 Mar

BAB I

PENDAHULUAN

 

  1. A.    Latar Belakang Masalah

Pada abad ke 5 SM, filsuf Yunani Democritus mengungkapkan keyakinannya bahwa semua materi terdiri atas partikel yang sangat kecil dan tidak dapat dibagi lagi yang ia namakan atomos (a berarti tidak, tomos berarti terbagi).saat-aku-jatuh-cinta-kimia-tubuh-pun-berubah (1) Walaupun gagasan Democritus tidak dapat diterima oleh rekan-rekannya (khususnya Plato dan Aristoteles), ternyata gagasan itu tetap bertahan. Bukti percobaan diperoleh dari penyelidikan ilmiah pada waktu itu mendukung konsep “atomisme” ini dan secara bertahap menghasilkan defenisi modern tentang unsure dan senyawa. Pada tahun 1808, seorang ilmuwan inggris yang juga seorang guru sekolah, John Dalton merumuskan defenisi yang presisi tentang blok penyusun materi yang tidak dapat dibagi lagi yang disebut atom.

Hasil karya Dalton menandai awal era modern dalam bidang kimia. Konsep atom Dalton jauh lebih rinci dan spesifik dibandingkan konsep Democritus. Hipotesis pertama menyatakan bahwa atom dari unsur yang satu berbeda dari atom dari semua unsur yang lain. Dalton tidak mencoba untuk menggambarkan struktur atau susunan atom-atom, dia tidak mempunyai gambaran seperti apa atom tapi dia menyadari bahwa perbedaan sifat yang ditunjukkan oleh unsur seperti hydrogen dan oksigen dapat dijelaskan dengan mengansumsikan bahwa atom hydrogen tidak sama dengan atom oksigen.

Hipotesis kedua menyatakan bahwa untuk membentuk suatu senyawa, kita tidak hanya membutuhkan atom dari unsur yang sesuai, tetapi juga jumlah yang spesifik dari atom ini. Gagasan ini merupakan perluasan dari suatu hokum yang dipublikasikan pada tahun 1799 oleh seorang kimiawan Perancis Joseph Proust. Hukum perbandingan tetap Proust menyatakan bahwa sampel yang berbeda dari senyawa yang sama selalu mengandung unsur-unsur penyusunnya dengan perbandingan massa yang sama.

Hipotesis kedua Dalton juga mendukung satu hukum yaitu hukum perbandingan berganda, menurut hukum ini jika dua unsur dapat bergabung membentuk lebih dari satu senyawa, maka massa dari unsur yang pertama dengan suatu massa tetap dari unsur yang kedua akan berbanding sebagai bilangan bulat yang kecil.

Hipotesis ketiga Dalton adalah cara lain untuk menyatakan hukum kekekalan massa yaitu bahwa materi tidak dapat diciptakan maupun dimusnahkan. Karena materi tersusun atas atom-atom yang tidak berubah dalam suatu reaksi kimia, maka massa juga harus kekal. Pandangan Dalton yang cemerlang tentang sifat materi merupakan factor pendorong utama pesatnya perkembangan kimia selama abad kesembilan belas.

  1. B.     Perumusan Masalah

Berdasarkan latar belakang masalah yang telah dikemukakan di atas, maka dapat dirumuskan:

  1. Bagaimana perkembangan teori atom?
  2. Bagaimana struktur dari atom?
  3. Bagaimana cara menuliskan konfigurasi elektron?
  4. Bagaimana kedudukan elektron dalam bilangan kuantum?
  1. C.    Tujuan Penulisan

Tujuan penulisan makalah ini adalah :

  1. Untuk memenuhi salah satu tugas mata kuliah kimia anorganik
  2. Untuk mengetahui perkembangan teori atom
  3. Untuk mengetahui struktur dari atom
  4. Untuk mengetahui cara menuliskan konfigurasi elektron
  5. Untuk mengetahui kedudukan elektron dalam bilangan kuantum
  1. D.    Manfaat Penulisan

Setelah mempelajari makalah ini, pembaca dapat memahami tentang perkembangan teori atom, struktur atom, konfigurasi elektron dan bilangan kuantum.

BAB II

TINJAUAN PUSTAKA

  1. A.    Teori Atom
  2. 1.      Teori Atom Klasik
    1. a.      Teori Atom Democritus

Teori atom pertama kali dikemukakan oleh Democritus, seorang filsuf Yunani abad ke 5 SM. Menurut Democritus, setiap materi tersusun atas partikel-partikel sangat kecil yang tidak dapat dibagi lagi dan tidak dapat dimusnahkan yang disebut atom. Ide Democritus tersebut tidak dapat diterima oleh rekan-rekannya (khususnya Plato dan Aristoteles), tetapi ia tetap bertahan. Pada abad ke 19 para ilmuwan mulai melengkapi percobaan-percobaan untuk menentukan struktur atom. Struktur atom menggambarkan bagaimana partikel-partikel dasar tersusun dalam atom.

Dalam kamus kimia disebutkan bahwa atom:

v  Partikel suatu unsur yang terdiri dari inti atom yang bermuatan listrik dan elektron yang bermuatan negative dimana elektron mengelilingi inti dan diantara keduanya berupa ruang kosong.

v  Partikel suatu unsur yang dapat berada bebas (misalnya dalam unsur logam sebagai atom-atom logam dan gas mulia sebagai atom-atom gas mulia).

v  Partikel suatu unsur yang dapat berada dalam keadaan berikatan dengan sesamanya sebagai molekul dasar.

v  Partikel suatu unsur yang dapat berada dalam keadaan berikatan dengan atom lain sebagai molekul senyawa.

  1. b.      Teori Atom Dalton

John Dalton mengemukakan hipotesa tentang atom berdasarkan hukum kekekalan massa ( Lavoisier) dan hukum perbandingan tetap ( Proust).

(Gambar 1. Dasar hipotesa teori atom Dalton)

Teori yang diusulkan Dalton adalah :

1)      Atom merupakan bagian terkecil dari materi yang sudah tidak dapat dibagi lagi.

2)      Atom dgambarkan sebagai bola pejal yang sangat kecil, suatu unsur memiliki atom-atom yang identik dan berbeda untuk unsur yang berbeda.

3)      Atom-atom bergabung membentuk senyawa dengan perbandingan bilangan bulat dan sederhana. Misalnya air terdiri dari atom-atom oksigen dan atom hydrogen.

4)      Reaksi kimia merupakan pemisahan atau penggabungan atau penyusunan kembali dari atom-atom, sehingga atom tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan.

(Gambar 2. Model atom Dalton, seperti bola pejal)

Teori atom Dalton tidak dapat menerangkan suatu larutan dapat menghantarkan listrik. Bagaimana mungkin suatu bola pejal dapat menghantarkan listrik, padahal listrik adalah elektron yang bergerak. Berarti ada partikel lain yang dapat menyebabkan terjadinya daya hantar listrik.

  1. c.       Teori Atom JJ. Thomson

Kelemahan dari Dalton diperbaiki oleh JJ. Thomson, eksperimen yang dilakukannya tabung sinar katoda. Hasil eksperimennya menyatakan ada partikel bermuatan negative dalam atom yang disebut elektron.

Thomson mengusulkan model atom seperti roti kismis atau kue onde-onde. Suatu bola pejal yang permukaannya dikelilingi elektron dan partikel lain yang bermuatan positif sehingga atom bersifat netral. Kelemahan model Thomson ini tidak dapat menjelaskan susunan muatan positif dan negative dalam bola atom tersebut.

(Gambar3. Model atom Thomson seperti roti kismis)

  1. d.      Teori Atom Rutherford

INTI ATOM

Eksperimen yang dilakukan Rutherford adalah penembakan lempeng tipis dengan partikel alpha. Ternyata partikel itu ada yang diteruskan, dibelokkan atau dipantulkan. Berarti di dalam atom terdapat susunan-susunan partikel bermuatan positif dan negative.

ELEKTRON

 

 

 

(Gambar4. Model atom Rutherford )

Hipotesa dari Rutherford adalah atom yang tersusun dari inti atom dan elektron yang mengelilinginya. Inti atom bermuatan positif dan massa atom terpusat pada inti atom. Kelemahan dari Rutherford tidak dapat menjelaskan mengapa elektron tidak jatuh ke dalam inti atom. Berdasarkan teori fisika, gerakan elektron mengitari inti ini disertai pemancaran energi sehingga lama kelamaan energi elektron akan berkurang dan lintasannya makin lama akan mendekati inti dan jatuh ke dalam inti.

  1. e.       Teori Atom Niels Bohr

Kelemahan dari Rutherford diperbaiki oleh Niels Bohr dengan percobaannnya menganalisa spectrum warna dari atom hydrogen yang berbentuk garis. Hipotesis Bohr adalah :

1)      Atom terdiri dari inti yang bermuatan positif dan dikelilingi oleh elektron yang bermuatan negative dalam suatu lintasan.

2)      Elektron dapat berpindah dari satu lintasan ke yang lain dengan menyerap atau memancarkan enegi sehingga energy elektron atom itu tidak akan berkurang. Jika berpindah lintasan ke lintasan yang lebih tinggi maka elektron akan menyerap energy. Jika beralih ke lintasan yang lebih rendah maka akan memancarkan energy.

(Gambar5. Model atom Niels Bohr)

Kelemahan model atom Bohr adalah:

1)      Teori atom Bohr hanya dapat menerangkan spectrum atom sederhana (hydrogen), tidak dapat menjelaskan spectrum atom dengan nomor atom > 1.

2)      Tidak dapat menjelaskan pengaruh medan magenet dalam atom hydrogen

  1. 2.      Teori Atom Mekanika Kuantum

Teori kuantum dari Max Planck mencoba menerangkan radiasi karakteristik yang dipancarkan oleh benda mampat. Radiasi inilah yang menunjukan sifat partikel dari gelombang. Radiasi yang dipancarkan setiap benda terjadi secara tidak kontinyu dipancarkan dalam satuan kecil yang disebut kuantum (energi kuantum).

Planck berpendapat bahwa kuanta yang berbanding lurus dengan frekuensi tertentu dari cahaya, semuanya harus berenergi sama dan energi ini E berbanding lurus dengan frekuensi.

Jadi :

E = h.V

E = Energi kuantum

h = Tetapan Planck = 6,626 x 10-34 J.s

V = Frekuensi                                            (Gambar 6. Max Plank)

Planck menganggap energi elektromagnetik yang diradiasikan oleh benda, timbul secara terputus – putus walaupun merambat melalui ruang dan merupakan gelombang elektromagnetik yang kontinyu. Einstein mengusulkan bukan saja cahaya yang dipancarkan menurut suatu kuantum pada saat tertentu tetapi juga merambat menurut kuanta individual. Hipotesis ini menerangkan efek fotolistrik, yaitu elektron yang terpancar bila frekuensi cahaya cukup tinggi, terjadi dalam daerah cahaya tampak dan ultraviolet. 

Hipotesa dari Max Planck dan Einstein menghasilkan rumusan empiris tentang efek fotolistrik yaitu :

hV = Kmaks + hVo

hV= Isi energi dari masing-masing kuantum cahaya datang.

Kmaks  = Energi fotoelektron maksimum.

hVo = Energi minimum yang diperlukan untuk melepaskan sebuah elektron dari permukaan logam yang disinari.

Tidak semua foto elektron mempunyai energi yang sama sekalipun frekuensi cahaya yang digunakan sama. Tidak semua energi foton (hv) bisa diberikan pada sebuah elektron. Suatu elektron mungkin akan hilang dari energi awalnya dalam interaksinya dengan elektron lainnya di dalam logam sebelum elektron tersebut lepas. Untuk melepaskan elektron dari permukaan logam biasanya memerlukan setengah dari energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron dari atom bebas dari logam tersebut.

Penafsiran Einstein mengenai foto listrik dikuatkan dengan emisi termionik. Dalam emisi foto listrik, foton cahaya menyediakan energi yang diperlukan oleh elektron untuk lepas, sedangkan dalam emisi termionik kalorlah yang menyediakan. Usul Planck bahwa benda memancarkan cahaya dalam bentuk kuanta tidak bertentangan dengan sifat cahaya sebagai gelombang. Sementara Einstein menyatakan cahaya bergerak melalui ruang dalam bentuk foton. Kedua hal ini baru dapat diterima setelah eksperimen Compton. Eksperimen ini menunjukan adanya perubahan panjang gelombang dari foton yang terhambur dengan sudut (f) tertentu oleh partikel bermassa diam (mo). Perubahan ini tidak tergantung dari panjang gelombang foton datang (l). Hasil pergeseran Compton sangat kecil dan tidak terdeteksi. Hal ini terjadi karena sebagian elektron dalam materi terikat lemah pada atom pusatnya dan sebagian terikat kuat.

Untuk lebih memahami tinjauan teori kuantum dan teori gelombang yang saling melengkapi, amati riak yang menyebar dari permukaan air jika dijatuhkan batu ke permukaan air.

Perhatikan gambar di bawah ini ?

Riak yang menyebar pada permukaan air akan hilang dengan masuknya batu ke dasar.

Gambar 7. Percikan air

Analogi ini dapat menjelaskan energi yang dibawa cahaya terdistribusi secara kontinyu ke seluruh pola gelombang. Hal ini menurut tinjauan teori gelombang sedangkan menurut teori kuantum, cahaya menyebar dari sumbernya sebagai energi yang terkonsentrasi (terlokalisasi) sehingga dapat diserap oleh sebuah elektron.

Teori gelombang cahaya menjelaskan difraksi dan interferensi yang tidak dapat dijelaskan oleh teori kuantum. Sedangkan teori kuantum menjelaskan efek fotolistrikyang tidak dapat dijelaskan oleh teori gelombang.

Perhatikan gambar berikut :

Gambar 8 (a) Teori gelombang cahaya menjelaskan difraksi dan interferensi yang tidak dapat dijelaskan oleh teori kuantum. (b) Teori kuantum menjelaskan efek fotolistrik yang tidak dapat di jelaskan oleh teori gelombang.

Bila cahaya melalui celah-celah, cahaya berlalu sebagai gelombang, ketika tiba di layar cahaya berlalu sebagai partikel. Berdasarkan data tersebut, dilakukan eksperimen lanjutan yang meneliti sifat dualisme gelombang dan partikel. Louis de Broglie meneliti keberadaan gelombang melalui eksperimen difraksi berkas elektron.

Louis de Broglie dari hasil penelitiannya inilah diusulkan “materi mempunyai sifat gelombang di samping partikel”, yang dikenal dengan prinsip dualitas. Sifat partikel dan gelombang suatu materi tidak tampak sekaligus, sifat yang tampak jelas tergantung pada perbandingan panjang gelombang de Broglie dengan dimensinya serta dimensi sesuatu yang berinteraksi dengannya. Partikel yang bergerak memiliki sifat gelombang. Fakta yang mendukung teori ini adalah petir dan kilat. Kilat akan lebih dulu terjadi daripada petir. Kilat menunjukan sifat gelombang berbentuk cahaya, sedangkan petir menunjukan sifat pertikel berbentuk suara.

Prinsip dualitas inilah menjadi titik pangkal berkembangnya mekanika kuantum oleh Erwin Schrodinger. Sebelum Erwin Schrodinger, seorang ahli dari Jerman Werner Heisenberg mengembangkan teori mekanika kuantum yang dikenal dengan prinsip ketidakpastian yaitu “Tidak mungkin dapat ditentukan kedudukan dan momentum suatu benda secara seksama pada saat bersamaan, yang dapat ditentukan adalah kebolehjadian menemukan elektron pada jarak tertentu dari inti atom”.

Gambar 9. Erwin Schrodinger dan Werner Heisenberg

Daerah pada ruang di sekitar inti dengan kebolehjadian untuk mendapatkan suatu elektron disebut orbital. Bentuk dan tingkat energi orbital dirumuskan oleh Erwin Schrodinger. Erwin Schrodinger memecahkan suatu persamaan untuk mendapatkan fungsi gelombang untuk menggambarkan batas kemungkinan ditemukannya elektron dalam tiga dimensi.

Persamaan Schrodinger

x,y dan z = Posisi dalam tiga dimensi

ψ = Fungsi gelombang

m = massa

E = Energi total

V = Energi potensial

H = h/2π dimana h = konstanta plank dan π = 3,14

Persamaan gelombang dari Schrodinger ini cukup rumit sehingga akan dipelajari dalam fisika kuantum atau mekanika kuantum.

Model atom dengan orbital lintasan elektron ini disebut model atom modern atau model atom mekanika kuantum yang berlaku sampai saat ini, seperti terlihat pada gambar berikut ini.

Gambar 10. Model atom mekanika kuantum

Awan elektron disekitar inti menunjukan tempat kebolehjadian ditemukan elektron. Orbital akan menggambarkan tingkat energi elektron. Orbital-orbital dengan tingkat energi yang sama atau hampir sama akan membentuk sub kulit. Beberapa sub kulit bergabung membentuk kulit. Dengan demikian kulit akan terdiri dari beberapa sub kulit dan subkulit terdiri dari beberapa orbital.Walaupun posisi kulitnya sama tetapi posisi orbitalnya belum tentu sama.

Model atom mekanika kuantum merupakan model atom modern yang berkembang dan melengkapi kekurangan dari model atom Bohr. Jadi, model atom mekanika kuantum ini didasarkan pada tiga hal sebagai berikut :

  1. Menurut Louis de Brouglie, elektron bersifat gelombang dan partikel
  2. Menurut Werner Heinsberg, dengan asas ketidakpastian bahwa ruang disekitar inti ditemukan elektron yang disebut orbital.
  3. Menurut Erwin Schrodinger, mengenai persamaan gelombang elektron dalam atom

Dari ketiga hal di atas maka diperoleh model atom modern sebagai berikut :

  1. Elektron-elektron mengitari atom dan berada pada orbital-orbital tertentu yang membentuk kulit atom.
  2. Orbital merupakan ruang yang berbeda di sekitar inti tempat elektron dapat ditemukan.
  3. Kedudukan elektron pada orbital-orbitalnya dinyatakan dengan bilangan kuantum.
  4. B.     Struktur Atom
  5. 1.      Elektron

Elektron adalah partikel penyusun atom yang bermuatan negative. Penemuan elektron bermula dengan ditemukannya tabung sinar katoda.tabung sinar katoda terbuat dari dua kawat yang diberi potensial listrik yang cukup besar dalam tabung kaca sehingga terjadi pembendaharaan cahaya . JJ Thomson meneliti lebih lanjut tentang sinar katoda ini dan dapat dipastikan bahwa sinar katoda merupakan partikel, sebab dapat memutar baling-baling yang diletakkan di antara katoda dan anoda. Dari hasil percobaan tersebut JJ Thomson menyatakan bahwa sinar katoda merupakan partikel penyusun atom yang bermuatan negative yang disebut dengan elektron.

(Gambar 11. Pembelokan sinar katoda oleh medan listrik)

Besarnya muatan atom dalam elektron ditemukan oleh Robet Andrew Millikan melalui percobaan tetes minyak Milikan.

(Gambar 12. Diagram percobaan tetes minyak Milikan)

Minyak disemprotkan ke dalam tabung yang yang bermuatan listrik. Akibat gaya grafitasi akan mengendapkan tetesan minyak yang turun. Bila tetesan minyak diberi muatan negative maka akan tertarik ke kutub positif medan listrik. Hasil percobaan Milikan dan Thomson diperoleh muatan elektron -1 dan massa elektron 0, sehingga elektron dilambangkan -10e

  1. 2.      Proton

Jika massa elektron 0 berarti suatu partikel tidak mempunyai massa padahal partikel materi mempunyai massa yang dapat di ukur.begitu pula kenyataan bahwa atom itu netral.

Eugene Goldstein (1886) melakukan eksperimen dari tabung gas yang memiliki katoda, yang diberi lubang-lubang dan diberi muatan listrik.

(Gambar 13. Percobaan Goldstein untuk mempelajari partikel positif)

Ternyata pada saat terbentuk elektron yang menuju anoda terbentuk pula sinar positif yang menuju arah berlawanan melewati lubang pada katoda. Setelah berbagai gas dicoba dalam tabung ini, ternyata gas hidrogenlah yang menghasilkan sinar muatan positif yang paling kecil baik massa maupun muatannya, sehingga partikel ini disebut dengan proton. Massa proton = 1 sma ( satuan massa atom)  dan muatan proton = +1.

  1. 3.      Inti Atom

Setelah penemuan proton dan elektron, Ernest Rutherford melakukan penelitian penembakan lempeng tipis. Jika atom terdiri dari partikel yang bermuatan positif dan negative maka sinar alpha yang ditembakkan seharusnya tidak ada yang diteruskan/ menembus lempeng sehingga muncullah istilah inti atom.

Ernest Rutherford dibantu oleh Hans Geiger dan Ernest Marsden menemukan konsep inti atom didukung oleh penemuan sinar X oleh W.C Rontgen dan penemuan zat radioaktif.

Percobaan Rutherford dapat digambarkan sebagai berikut :

(Gambar 14. Percobaan Rutherford, hamburan sinar alpha oleh lempeng tipis)

Hasil percobaan ini membuat Rutherford menyatakan hipotesanya bahwa atom tersusun dari inti atom yang bermuatan positif dan dikelilingi elektron yang bermuatan negative. Untuk mengimbanginya sehingga atom bersifat netral. Massa inti atom tidak seimbang dengan massa proton yang ada dalam inti atom, sehingga dapat diprediksi bahwa ada partikel lain dalam inti atom.

  1. 4.      Neutron

Prediksi dari Rutherford memacu W. Bothe dan H. Becker melakukan eksperimen penembakan partikel alpha pada inti atom Berilium (Be). Ternyata dihasilkan radiasi partikel berdaya tembus tinggi.

Eksperimen ini dilanjutkan oleh James Chadwick. Ternyata partikel yang menimbulkan radiasi berdaya tembus tinggi itu bersifat netral atau tidak bermuatan dan massanya hampir sama dengan proton. Partikel ini disebut neutron dan dilambangkan dengan 01n.

  1. C.    Konfigurasi Elektron

Berdasarkan pengamatan terhadap spektrum atom hidrogen, Niels Bohr berhasil menyusun model atom yang dikenal sebagai model atom Bohr. Menurut model atom Bohr, elektron-elektron mengelilingi inti pada lintasan-lintasan tertentu yang disebut kulit elektron atau tingkat energi. Tingkat energi paling rendah adalah kulit elektron yang terletak paling dalam, makin ke luar makin besar nomor kulitnya dan makin tinggi tingkat energinya.

KULIT ATOM

ELEKTRON

INTI ATOM

(Gambar 16. Struktur Atom)

Kulit elektron diberi simbol (lambang), untuk kulit pertama (paling dekat dengan inti) diberi lambang K, kulit kedua diberi lambang L, kulit ketiga M, dan seterusnya. Tiap kulit elektron hanya dapat ditempati elektron maksimum 2n2, dengan n adalah nomor kulit. Kulit dan jumlah elektron maksimum dapat dilihat pada tabel.

Tabel 1. Kulit dan jumlah elektron maksimum

Elektron-elektron akan menempati kulit elektron dimulai dari kulit K sampai terisi maksimum,kemudian kulit L sampai terisi maksimum,dan seterusnya. Penempatan elektron sampai penuh akan terjadi pada kulit K,L, dan M, sedangkan untuk kulit-kulit keempat ( kulit N) sudah akan terisi bila kulit M sudah terisi 8 elektron.

Konfigurasi elektron seperti pada gambar di atas dapat ditulis dengan singkat sebagai berikut.

Contoh: Tuliskan konfigurasi elektron dari 12Mg dan 19K

Jawab:      12Mg = 2, 8, 2                        19K = 2, 8, 8, 1

Pada atom K tidak membentuk konfigurasi 2, 8, 9 sebab mulai kulit ketiga dan seterusnya jika sisa dari kulit L lebih dari 8 tetapi kurang dari 18,maka diisikan 8 saja dan elektron berikutnya akan menempati kulit N. Jumlah elektron yang menempati kulit terluar disebut elektron valensi. Jadi, elektron valensi atom Mg adalah 2 dan elektron valensi atom K adalah 1.

Konfigurasi elektron merupakan distribusi elektron-elektron di dalam orbital-orbital suatu atom. Distribusi elektron didasarkan pada tingkat-tingkat energi dari orbital. Konfigurasi elektron harus memenuhi berbagai aturan atau prinsip. Berikut ini dijelaskan beberapa aturan atau prinsip tentang konfigurasi elektron.

  1. Prinsip Aufbau

Subkulit atau orbital-orbital elektron mempunyai tingkat energi yang berbeda. Tingkat-tingkat energi dan subkulit elektron dari periode ke-1 sampai ke-7, Menurut Aufbau, elektron dalam atom sedapat mungkin memiliki energi yang terendah maka berdasarkan urutan tingkat energi orbital, pengisian konfigurasi elektron dimulai dari tingkat energi yang paling rendah ke tingkat energi yang tertinggi.

Gambar 17.

Keterangan : (a) Tingkat-tingkat energi sub kulit elektron periode ke-1 sampai ke-7

(b)  Cara distribusi elektron pada subkulit

Prinsip Aufbau adalah elektron-elektron dalam suatu atom selalu berusaha menempati sub kulit yang tingkat energinya rendah. Jika sub kulit yang tingkat energinya rendah sudah penuh, baru elektron berikutnya akan mengisi sub kulit yang tigkat energinya       lebih tinggi.

  1. Kaidah Hund

Bila terdapat lebih dari satu orbital pada tingkat energi tertentu (seperti 3p atau 4d), hanya satu elektron yang akan mengisi tiap orbital sampai setiap orbital terisi oleh satu elektron; kemudian elektron akan mulai membentuk pasangan pada setiap orbital tadi.

  1. Azas Larangan Pauli

Tidak ada elektron-elektron dalam satu atom yang mempunyai keempat bilangan kuantum yang sama.  Artinya, apabila dua elektron memiliki nilai n, l, dan ml yang sama (berada dalam orbital yang sama), maka nilai ms kedua elektron harus berbeda.Berikut diberikan beberapa contoh penulisan konfigurasi elektron atom maupun ion:

8O : 1s2 2s2 2p4
8O2- : 1s2 2s2 2p6
15P : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p
15P3- : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
26Fe : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d
26Fe2+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0 3d6
28Ni : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8
28Ni3+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0 3d7
37Rb : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s
37Rb+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s0
(PS: elektron yang dilepaskan terlebih dahulu adalah elektron pada kulit terluar, bukan subkulit terluar)
Penyimpangan pengisian konfigurasi elektron terjadi pada golongan VI B dan I B. Konfigurasi valensi ns2 (n-1)d4 diubah menjadi ns1 (n-1)d5 (konfigurasi subkulit d setengah penuh). Sementara konfigurasi valensi ns2 (n-1)d9 diubah menjadi ns1 (n-1)d10 (konfigurasi subkulit d penuh).

Orbital atom

  1. Orbital s

(Gambar 18. Bentuk orbital subkulit s)

  1. Orbital p

(Gambar 19. Bentuk orbital subkulit p)

  1. Orbital d

(Gambar 20. Bentuk orbital subkulit d)

  1. Orbital f

(Gambar 21. Salah satu bentuk orbital subkulit f)

Energi Orbital

Menurut persamaan ΔE = Ef(akhir)- Ei(awal), energi elektron dalam atom hidrogen ditentukan hanya oleh bilangan kuantum utamanya. Jadi energi orbital hidrogen meningkat dengan urutan sebagai berikut:

1s ˂ 2s = 2p ˂ 3s = 3p = 3d ˂ 4s = 4p = 4d = 4f ˂ …

Dengan gambaran..

(Gambar 22. Tingkat energi atom hidrogen)

Gambaran energi menjadi lebih rumit untuk atom – atom berelektron banyak. Energi elektron dalam atom seperti itu bergantung pada bilangan kuantum momentum sudutnya selain bergantung pada bilangan kuantum utamanya. Untuk atom berelektron banyak, tingkat energi 3d sangat dekat dengan tingkat energi 4s. Namun energi total bergantung tidak hanya pada jumlah energi orbital tetapi juga pada energi tolakan antar elektron dakan orbital-orbital. Ternyata energi total suatu atom akan lebih rendah bila subkulit 4s diisi terlebih dahulu sebelum subkulit 3d.

Dengan gambaran

 

 

 

                        (Gambar 23. Gambar tingkat energi atom berelektron banyak)

 

Bilangan Kuantum

Schrodinger menggunakan tiga bilangan kuantum yaitu bilangan kuantum utama (n), bilangan kuantum azimut (l), dan bilangan kuantum magnetik (m). Ketiga bilangan kuantum tersebut menjelaskan tingkat energi, bentuk, dan orientasi elektron di dalam orbital. Selain ketiga bilangan kuantum tersebut ada bilangan kuantum spin (s) yang menunjukkan perputaran elektron pada sumbunya.

Bilangan kuantum yang akan dipelajari ada 4 macam :

  1. Bilangan Kuantum Utama (n)

Lambang dari bilangan kuantum utama adalah n. Bilangan kuantum utama menyatakan kulit tempat dimana ditemukannya elektron yang dinyatakan dalam bilangan bulat positif. Nilai bilangan itu di mulai dari 1, 2, 3 sampai ke-n.

Jenis-jenis kulit atom berdasarkan konfigurasi elektron tersebut adalah K, L, M dan N. Di bawah ini ditampilkan hubungan jenis kulit dengan bilangan kuantum utama.

Jenis Kulit

Nilai (n)

K

1

L

2

M

3

N

4

Tabel  2.  Hubungan jenis kulit dan nilai bilangan kuantum utama.

Semakin dekat letak kulit atom dengan inti atom maka nilai bilangan kuantum utama semakin kecil (mendekati 1). Sehingga bilangan kuantum utama dapat  digunakan untuk menentukan ukuran orbit (jari-jari) berdasarkan jarak kulit elektron dengan inti atom.

  1. Bilangan Kuantum Azimut (l)

Bilangan kuantum azimut menyatakan sub kulit tempat elektron berada dan bentuk orbital. Banyaknya subkulit tempat elektron berada tergantung pada nilai bilangan kuantum utama (n). Nilai bilangan kuantum azimut dari 0 sampai dengan (n – 1). Bila n = 1, maka hanya ada satu subkulit yaitu l = 0. Sedangkan n = 2, maka ada dua subkulit yaitu l = 0 dan l = 1.

Seandainya dibuat dalam tabel maka akan tampak sebagai berikut :

Bilangan Kuantum
Utama (n)

Bilangan Kuantum
Azimut (l)

Banyaknya SubKulit

1

0

1

2

0
1

2

3

0
1
2

3

4

0
1
2
3

4

Tabel  3. Hubungan bilangan kuantum utama dan azimut serta subkulit.

Nilai l

Tanda Subkulit

Garis spektrum pada spektroskopi

0

s (sharp)

Terang

1

p (prinsipal)

Terang kedua

2

d (diffuse)

Kabur

3

f (fundamental)

Pembentukan warna

Tabel 4.  Tanda subkulit berdasarkan nilai bilangan kuantum azimut.

  1. Bilangan Kuantum Magnetik (m)

Bilangan kuantum magnetik memiliki lambang m yang menunjukkan arah orbital elektron. Bilangan kuantum magnetik menyatakan jumlah orbital pada subkulit elektron. Bilangan kuantum ini bernilai negatif, nol, dan positif. Secara matematika harga m dapat ditulis mulai dari -l sampai dengan +l.

Harga m untuk berbagai l atau subkulit dapat dilihat pada Tabel 4.

Subkulit

Harga l

Harga m

Jumlah Orbital

S

0

0

1

P

1

-1, 0, +1

3

d

2

-2, -1, 0, +1, +2

5

f

3

-3, -2, -1, 0, 1, 2, 3

7

Tabel 5. Harga m untuk berbagai subkulit

Harga bilangan kuantum n, l, danm untuk berbagai bilangan kuantum dapat digambarkan seperti Tabel 6.

Tabel 6. Harga bilangan kuantum n, l, dan m untuk berbagai bilangan kuantum

Bilangan kuantum magnetik menyatakan orbital tempat ditemukannya elektron pada subkulit tertentu dan arah momentum sudut elektron terhadap inti.

4.       Bilangan Kuantum Spin (s)

Lambang bilangan kuantum spin adalah s yang menyatakan arah rotasi elektron pada porosnya. Ada dua kemungkinan arah rotasi yaitu searah jarum jam atau berlawanan arah jarum jam.

Elektron dalam orbital tidak hanya bergerak di sekitar inti tetapi berputar pada  sumbunya.

Gambar 23. Perputaran elektron

Bilangan kuatum spin dengan lambang s, menyatakan arah perputaran elektron pada sumbunya. Bilangan kuantum suatu elektron di dalam orbital dapat memiliki harga spin +1/2 dan –1/2 , tetapi berdasarkan kesepakatan para tokoh kimia, untuk elektron pertama di dalam orbital harga spinnya = + 1/2.

Berdasarkan harga bilangan kuantum dapat ditentukan berapa jumlah elektron maksimum yang dapat menempati subkulit dan kulit.

 
Leave a comment

Posted by on March 12, 2013 in kimia anorganik

 

Tags: , ,

Leave a Reply

Fill in your details below or click an icon to log in:

WordPress.com Logo

You are commenting using your WordPress.com account. Log Out / Change )

Twitter picture

You are commenting using your Twitter account. Log Out / Change )

Facebook photo

You are commenting using your Facebook account. Log Out / Change )

Google+ photo

You are commenting using your Google+ account. Log Out / Change )

Connecting to %s

 
%d bloggers like this: