Struktur Atom dan Sistem Periodik

Teori Atom Mekanika Kuantum 

Pada tahun 1900 Max Planck (1858-1955) mengemukakan bahwa energi suatu benda hanya dapat bertambah atau berkurang dengan suatu kelipatan dari satuan energi yang disebut kuantum. Energi kuantum bergantung frekuensi dari radiasi yang dipancarkan atau yang diserap.
Teori Kuantum Planck menyatakan hubungan antara energi foton ( E ) dengan panjang gelombang sebagai berikut :

E = h . f

Keterangan:
E = energi kuantum
h = tetapan Planck ( 6.62 x 10 ^–27 erg detik)
f = frekuensi radiasi.

Prinsip Ketidakpastian Heisenberg
Prinsip ketidakpastian dari Warner Heisenberg mengungkapkan keterbatasan pengetahuan manusia. Menurut prinsip tersebut, sifat dari alam semesta menyebabkan tidak mungkin secara bersamaan dan akurat mengukur posisi dan momentum dari partikel yang sedang bergerak.

BILANGAN KUANTUM

Dalam teori atom mekanika kuantum, posisi elektron dinyatakan sebagai suatu kebolehjadian, yang dikenal dengan orbital yang dikarakterisasi dengan satu set bilangan kuantum.
Pada tahun 1928 Wolfgang Pauli mengemukakan bahwa setiap orbital mampu menampung maksimum dua elektron. Beberapa orbital bergabung membentuk sub kulit, kemudian sub kulit bergabung membentuk kulit. Dengan demikian energi elektron (kedudukan elektron) dalam suatu atom ditentukan oleh 4 bilangan kuantum, yaitu :

1. Bilangan kuantum Utama (n)
Bilangan kuantum utama sama dengan kulit-kulit elektron dalam suatu atom, bilangan utama mempunyai harga n = 1 samapai dengan n = ∞. Kulit ini sering dilambangkan :
(n) = 1 sama dengan kulit K
(n) = 2 sama dengan kulit L
(n) = 3 sama dengan kulit M
(n) = 4 sama dengan kulit N
Bilangan kuantum utama (n) juga terkait dengan jarak rata-rata awan elektron dari inti. Bilangan kuantum utama (n) juga disebut tingkat energi utama.

2. Bilangan Kuantum Azimuth (ℓ)
Bilangan kuantum Azimuth (ℓ) membagi kulit menjadi kelompok – kelompok orbital yang lebih kecil yang disebut sub kulit. Bilangan kuantum azimuth mempunyai harga 0, 1, 2, 3, …..(n-1).
Bilangan kuatum ini menunjukkan di sub kulit (sub lintasan elektron) mana elektron bergerak dan juga menetukan bentuk orbital.
Sub kulit ℓ = 0 disebut sub kulit s (sharp)
Sub kulit ℓ = 1 disebut sub kulit p (principle)
Sub kulit ℓ = 2 disebut sub kulit d (diffuse )
Sub kulit ℓ = 3 disebut sub kulit f (fundamental)
Setiap kulit mempunyai sub kulit sesuai nomor kulitnya.

3. Bilangan kuantum magnetik (m)
Bilangan kuantum magnetik (m) membagi subkulit menjadi orbital-orbital. Bilangan kuantum magnetik mempunyai harga - ℓ……s/d.….+ℓ
Berdasarkan hal ini dapat ditunjukkan bahwa :
- Setiap subkulit s mengandung 1 orbital
- Setiap subkulit p mengandung 3 orbital
- Setiap subkulit d mengandung 5 orbital
- Setiap subkulit f mengandung 7 orbital

4. Bilangan kuantum spin (s)
Bilangan kuantum menyatakan arah rotasi dari elektron. Terdapat dua kemungkinan arah rotasi elektron yaitu searah atau berlawanan jarum jam. Bilangan kuantum spin mempunyai harga + ½ dan – ½ (kemungkinan putar kanan = ½ dan kemungkinan putar kiri = ½) Setiap m mempunyai harga s = + ½ dan s = -½

Contoh : 
1 a. Berapa harga ℓ yang paling mungkin untuk n = 3 ?
   b. berapa banyaknya orbital yang menempati n = 3 ?
Solusi : 
a. Untuk n = 3 maka harga ℓ = 0, 1, 2.
b. Harga lℓ menunjukkan harga orbital ( ℓ =0, s ; ℓ = 1 , p ; ℓ = 2 , d )
Untuk n = 3 harga l = 0, 1, 2.
ℓ = 0, harga m = 0                              : 1 orbital
ℓ = 1, harga m = -1, 0, +1.                 : 3 orbital
ℓ = 2, harga m = -2, -1, 0, + 1, +2.    : 5 orbital
Banyaknya orbital untuk n = 3 adalah : 9 orbital.

2. Berilah notasi untuk orbital yang bilangan kuantumnya:
    a. n = 4 , ℓ = 0
    b. n = 3 , ℓ = 1
    c. n = 5 , ℓ = 2
Solusi :
a. untuk ℓ = 0 maka orbitalnya s, karena n = 4 maka orbital tersebut adalah 4s.
b. untuk ℓ = 1 maka orbitalnya s, karena n = 3 maka orbital tersebut adalah 3p.
c. untuk ℓ = 2 maka orbitalnya s, karena n = 5 maka orbital tersebut adalah 5d

Evaluasi Diri 
1. Berapakah bilangan kuantum n dan ℓ dari elektron pada subkulit 4p?
2. Mungkinkah suatu elektron mempunyai bilangan kuantum n = 3 dan ℓ = 3 ?
3. Tentukan bilangan kuantum elektron terakhir dari masing-masing atom berikut :
    a. Co ( Z = 27 )
    b. Rb ( Z = 37 )
    c. S ( Z = 16 )
    d. Cu ( Z = 29 )
    e. N ( Z = 7 )

BENTUK OTBITAL

KONFIGURASI ELEKTRON

Konfigurasi elektron menggambarkan susunan elektron-elektron pada orbital-orbitalnya dalam atom .
Ada tiga aturan pengisisan elektron-elektron ke dalam orbital-orbitalnya yaitu Asas Aufbau, Asas Larangan Pauli, dan Kaidah Hund.

Prinsip Aufbau

Menurut Asas Aufbau, pada kondisi normal atau tingkat dasar atom Elektron akan mengisi orbital atom yang tingkat energi relatifnya lebih rendah dahulu baru kemudian mengisi orbital atom yang tingkat energinya lebih tinggi. Urutan pengisisan elektron didasarkan pada tingkat energi seperti skema di bawah ini.
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s...
Contoh :
11Na : 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹
20Ca : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s²
17Cl : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵
 
Jika elektron-elektron dimasukkan ke dalam orbital-orbital pada subkulit yang sama, maka elektron-elektron akan mengisi orbital satu persatudengan arah spin (rotasi) yang sama sebelum dapat berpsangan. Untuk mempermudah penggambaran, maka orbital dapat digambarkan sebagai segiempat sedang kedua elektron yang berputar melalui sumbu dengan arah yang berlawanan digambarkan dengan 2 anak panah ↑ (searah perputaran jarum jam, + ½) , ↓ (berlawanan arah perputaran jarum jam, - ½)
Orbital s dengan elektronnya dituliskan sebagai berikut:
7N : 1s² 2s² 2p³

Penyimpangan dalam pengisian orbital-orbital di subkulit d

Orbital-orbital yang hampir setengah penuh atau hampir penuh, maka untuk orbital subkulit d diisi penuh. Karena orbital yang setengah penuh atau penuh bersifat lebih stabil dibandingkan dengan orbital hampir setengah penuh atau hampir penuh. Akibatnya 1 atau 2 elektron dari orbital di subkulit ns ke orbital di subkulit (n-1)d.

Evaluasi Diri
1. Buatlah diagram orbital dan notasi singkat untuk konfigurasi elektron dari unsur-unsur berikut :
    a. K ( Z = 19 )
    b. P ( Z = 15 )
    c. N ( Z = 7 )
    d. Ba ( Z = 56 )
    e. Fe ( Z = 56 )
2. Buatlah konfigurasi elektron unsur dibawah ini dengan menggunakan konfigurasi gas mulia.
    a. Zn ( Z = 30 )
    b. Br ( Z = 35 )
    c. Sr ( Z = 38 )
    d. Mn ( Z = 25 )
    e. As ( Z = 33 )

Konfigurasi Ion

Konfigurasi elektron suatu unsur adalah konfigurasi atom-atom netral, sedangkan atom yang bermuatan listrik disebut ion.

• Konfigurasi Ion Positif Ion positif terbentuk dari atom netral dengan melepaskan elektron pada kulit terluarnya. 

Contoh :
a. Atom Na (Z = 11) Konfigurasinya : 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹
    Ion Na⁺ (Z = 11) Konfigurasinya : 1s² 2s² 2p⁶
b. Atom Al (Z = 13) Konfigurasinya : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹
    Ion Al⁺³ (Z = 13) Konfigurasinya : 1s² 2s² 2p⁶

• Konfigurasi Ion Negatif Ion negatif terbentuk dari atom netral dengan menarik elektron untuk mengisi orbital dengan tingkat energi terendah yang belum penuh. 

Contoh :
a. Atom Cl ( Z = 17 ) Konfigurasinya : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵
    Ion Cl^- ( Z = 17 ) Konfigurasinya : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶
b. Atom S ( Z = 16 ) Konfigurasinya : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴
    Ion S^-2 ( Z = 16 ) Konfigurasinya : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶

Evaluasi Diri 
Tuliskan konfigurasi elektron untuk ion-ion berikut :
1. Ca⁺² ( Z = 20 )
2. Zn⁺² ( Z = 30 )
3. Fe⁺³ ( Z = 26 )
4. O^-2 ( Z = 16 )
5. Br^- ( Z = 35 )

SISTEM PERIODIK UNSUR

Hukum Triade

Johan W.Doberainer pada tahun 1829, menemukan hubungan antara sufat suatu unsur dengan massa atom yang dikenal dengan Hukum Triade, yaitu bila unsur-unsur dikelompokkan berdasarkan kesamaan sifatnya dan diurutkan massa atomnya, maka setiap kelompok terdapat tiga unsur dengan massa unsur yang di tengah merupakan rata-rata dari massa unsur yang ditepi.

Teori Oktet Newland

Pada tahun 1865, John Newlands menemukan hubungan antara sifat unsur dengan masa atomnya yang dikenal dengan hukum Oktaf, yang berbunyi : Jika unsur disusun berdasarkan kenaikkan massa atom, maka sifat unsur tersebut akan berulang setelah unsur kedelapan.
Pada tahun 1914 Henry Moseley mengemukakan bahwa unsur-unsur harus disusun berdasarkan kanaikkan nomor atom, bukan massa atom. Oleh karena itu hukum periodik modern berbunyi : Sifat unsur-unsur merupakan fungsi berkala dari nomor atom. Sistem Periodik Modern tersusun dari :
1. Baris-baris horisontal yang disebut periode
2. Kolom-kolom vertikal yang disebut golongan
Periode
Periode adalah lajur horisontal dalam sistem periodik unsur yang menyatakan banyaknya bilangan kuantum utama (kulit elektron) yang dimiliki oleh suatu unsur. Nomor Periode = jumlah kulit.
Contoh :
1. Mg ( Z = 12 ) konfigurasi : [Ne] 3s2 Periode : 3
2. Cr ( Z = 24 ) konfigurasi : [Ar] 4s1 3d 5 Periode : 4
3. Si ( Z = 14 ) konfigurasi : [Ne] 3s23p2 Periode : 3
4. Ba ( Z = 56 ) konfigurasi : [Xe] 6s2 Periode : 6
Golongan
Golongan adalah lajur vertikal dalam sistim periodik unsur yang menyatakan elektron valensi dari suatu unsur. Unsur dalam sistem periodik unsur dapat dikelompokkan menjadi tiga kelompok yaitu :
1. s ( blok s ) termasuk golongan utama (A) / Golongan I A dan II A. p ( blok p ) termasuk golongan utama (A) / Gol IIIA sampai Gol VIII A.
2. d ( blok d ) termasuk golongan utama (B) atau golongan transisi.( peralihan )
3. f (blok f) termasuk golongan Lantanida / Aktinida atau transisi dalam .

SIFAT PERIODIK UNSUR

TEORI DOMAIN ELEKTRON

Struktur Lewis dari suatu molekul dengan 3 atom atau lebih, memberikan gambaran pada kita tentang pasangan elektron terikat dan pasangan elektron bebas yang ada di sekitar atom pusat. Pasangan-pasangan ini mengalami gaya elektrostatis karena muatan yang dimiliki.
Ronald G. Gillespie mengajukan teori VSEPR (Valence Shell Elektron Pair Repulsion) yang dibaca Vesper yang menyatakan “ pasangan-pasangan elektron yang semuanya bermuatan negatif akan berusaha saling menjauhi sehingga gaya tolak-menolak antar pasangan-pasangan menjadi minimum. Teori ini dapat digunakan untuk meramalkan bentuk molekul. Domain elektron berlaku untuk pasangan elektron bebas yang teerikat ke atom pusat dari molekul tersebut. Domain elektron dapat dibedakan menjadi dua yaitu :
- Domain Elektron Ikatan (DEI) yaitu domain yang mengandung pasangan elektron ikatan
- Domain Elektron Bebas (DEB) yaitu domain yang mengandung pasangan elektron bebas.
Bentuk molekul sederhana dapat diramalkan bentuknya berdasarkan pamahaman tentang struktur elektron dalam molekul yang dikenal dengan teori VSEPR (Valence Shell Elektron Pair Repulsion) yaitu bentuk molekul ditentukan oleh pasangan elektron pada kulit luar atom pusat, pasangan elektron terikat, dan kekuatan tolak menolak antar pasangan. DEB-DEB> DEB-DEI > DEI-DEI.

Langkah-langkah meramalkan bentuk molekul
1. Tulis struktur Lewisnya
2. Tentukan jumlah domain elektron di sekitar atom pusat. Perhatikan ikatan rangkap ihitung sebagai satu domain. Bedakan elektron ikat (DEI) dan domain bebas (DEB)
3. Tentukan geometri dasar berdasarkan jumlah domain elektron.
    a. 2 domain elekton bentuknya linier
    b. 3 domain elektron bentuknya segitiga sama sisi
    c. 4 domain elekton bentuknya tetrahedron
    d. 5 domain elektron bentuknya bipiramida trigonal
    e. 6 domain elektron bentuknya oktahedron.
4. Letakkan atom pusat ditengah geometri dasar. Dasar garis yang menghubungkan atom pusat ke titik-titik ujung geometri.
5. isi domain elektron bebas terlebih pada titik ujung geometri (ini dikarenakan domain elektron bebas memerlukan tempat yang lebih dibandingkan domain elektron ikat)
    a. Pada geometri bipiramida trigonal domain elektron bebas akan menempati posisi ekuatorial.
    b. Pada geometri tetrahedron domain elektron bebas pertama dapat menempati posisi dimana saja sedangkan yang kedua harus menempati posisi yang berlawanan
6. Kemudian isi domain elektron ikatan dan tulis atom yang terkait.
7. Menurut teori domain elektron, urutan kekuatan tolak-tolak antar domain elektron bebas dan ikat adalah DEB – DEB > DEB – DEI > DEI – DEI. Domain-domain elektron ikatan mempunyai kekuatan urutan tolak–menolak sebagai berikut : DEI Rangkap 3 > DEI Rangkap 2 > DEI Tunggal
8. Gambar bentuk elektron molekul tanpa menyertakan garis yang menghubungkan DEB ke atom pusat.
9. Nama bentuk molekul dapat ditentukan dengan menggunakan rumus berikut : AXmEn
    Keterangan :
    A – atom pusat,
    X- jumlah elekton yang terikat pada atom pusat,
    E – DEB,
    n – jumlah DEI,
    m – jumlah DEB

Beberapa contoh bentuk molekul

AX2E2

AX2E

AX3

AX3E

AX4E

AX4

AX2E3

AX4E2

AX6

AX5E

AX5

AX3E2

TEORI HIBRIDISASI

Bentuk molekul juga sangat erat hubungannya dengan peristiwa hibridisasi (pembentukan Orbital baru). Contoh:
Molekul CH4, berbentuk tetrahedral dengan sudut 109,028^o.

6C konfigurasinya : 1s² 2s² 2p²

Pada kulit terluar atom C hanya terdapat dua buah elektron yang tidak berpasangan, maka dapat kita ramalkan bahwa C hanya mampu mengikat dua atom lain, tapi kenyataannya atom C dapat mengikat empat (4) atom lain.
Keadaan tetrahedral yang simetris dapat tercapai jika orbital 2s dan ketiga orbital 2p sebelum mengadakan pertumpang tindihan dengan empat orbital s dari ke empat atom hidrogen terlebih dahulu mengalami perubahan. Satu orbital s dan ketiga orbital 2p mengalami pembauran / pembastaran / blasteran / hibridisasi sehingga menghasilkan empat orbital hibrida sp3 yang berbentuk tetrahedral.
Bentuk hibrida tergantung dari jenis orbital dan banyaknya orbital yang mengadakan hibridisasi.

6C konfigurasinya : 1s² 2s¹ 2p³

Sumber : http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/essentialchemistry/flash/hybrv18.swf

GAYA ANTAR MOLEKUL

Ikatan Hidrogen

Titik didih normal sederet senyawa dapat digambarkan sebagai fungsi massa molekul. Hidrida dari golongan IV A titik didih meningkat dengan teratur menurut kanaikkan massa molekul. Ada tiga pengecualian yaitu NH3, H2O, dan HF
HF, H2O, dan NH3, ketiga senyawa itu mempunyai titik didih yang luar biasa tinggi dibandingkan dengan anggota lain dalam kelompok itu. Ini disebabkan karena adanya ikatan HIDROGEN. Ikatan hidrogen yang kuat terbentuk hanya dalam molekul yang mempunyai ikatan F- H, O–H, atau N–H.
Sedangkan antar molekul polar yang mengandung hidrogen terjadi ikatan hidrogen. Dengan adanya ikatan hidrogen, air mempunyai sifat-sifat yang khas, sebagai berikut :

• Molekul-molekul air (H2O cair) letaknya lebih berdekatan dibandingkn dengan molekul Es (H2O padat). Dengan demikian kerapatan air dalam bentuk cair lebih besar dari pada dalam bentuk padat. Itulah sebabnya es mengambang di permukaan air. Hal ini merupakan keistimewaan, biasanya zat-zat memiliki kerapatan besar dalam bentuk padat. 
• Air mempunyai titik didih yang tinggi dan kalor penguapan yang besar (sukar menguap). Hal ini merupakan keistimewaan, sebab senyawa kovalen dengan Mr kecil biasanya memiliki titik didih rendah dan pada suhu biasa berujud gas.

Sumber : http://programs.northlandcollege.edu/biology/Biology1111/animations/hydrogenbonds.swf

GAYA VAN DER WAALS

Gaya Tarik Dipol-dipol
Gaya tarik menarik dipol-dipol berlaku untuk molekul-molekul yang bersifat polar. Molekul polar mempunyai dua kutub (ς +) dan (ς -), kedua kutub ini mempunyai dipol yang permanen.

Gaya Tarik Dipol Sesaat

Antar molekul non polar terjadi tarik menarik yang lemah akibat terbentuknya dipol sesaat. Elektron senantiasa begerak dalam orbital. Perpindahan elektron dari suatu daerah ke daerah lainnya menyebabkan suatu molekul yang secara normal bersifat non polar mejadi polar

Gaya Tarik Dipol Terimbas

Dipol sesaat pada molekul dapat mengimbas molekul sekitarnya, sehingga dapat membentuk dipol terimbas. Hasilnya adalah gaya tarik menarik antar molekul yang lemah dan oleh Fritz London dari Jerman (1928)


Media Pembelajaran:

Stuktur Atom dan Sistem Periodik

download media flash "Stuktur Atom dan Sistem Periodik", di sini


Latihan Soal:

Baca Artikel Terkait