Tugas Kimia Bab 1 Nama Anggota Kelompok : 1. Bayu Ajie Ibnu Raharjo2. Muhammad Thoriq3. Melani Putri4. Ray Aditya Rahman5. Pandu Pratama Putra6. Nidya AuliaKelas : X - 7

A. Teori John Dalton Pada tahun 1803, John Dalton mengemukakan

mengemukakan pendapatnaya tentang atom. Teori atom Dalton didasarkan pada dua hukum, yaitu hukum kekekalan massa (hukum Lavoisier) dan hukum susunan tetap (hukum prouts). Lavosier mennyatakan bahwa “Massa total zat-zat sebelum reaksi akan selalu sama dengan massa total zat-zat hasil reaksi”. Sedangkan Prouts menyatakan bahwa “Perbandingan massa unsur-unsur dalam suatu senyawa selalu tetap”. Dari kedua hukum tersebut Dalton mengemukakan pendapatnya tentang atom sebagai berikut:

1. Perkembangan Teori Atom

Dari kedua hukum tersebut Dalton mengemukakan pendapatnya tentang atom sebagai berikut:

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

2. Atom digambarkan 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 atom-atom hidrogen dan atom-atom oksigen

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

Hipotesa Dalton digambarkan dengan model atom sebagai bola pejal seperti pada tolak peluru.

Kelemahan teori atom Dalton Pada perkembangan selanjutnya ditemukan

berbagai fakta yang tidak dapat dijelaskan oleh teori tersebut, antara lain :

a.    Tidak dapat menjelaskan sifat listrik materi. b.    Tidak dapat menjelaskan cara atom-atom

saling berikatan. c.     Model atom  Dalton tidak dapat menjelaskan

perbedaan antara atom unsur yang satu dengan unsur yang lain.

Kelebihan teori atom Dalton a.    Dapat menerangkan Hukum Kekekalan Massa

(Hukum Lavoisier) b.     Dapat menerangkan Hukum Perbandingan

Tetap (Hukum Proust) Kelemahan–kelemahan tersebut dapat dijelaskan

setelah ditemukan beberapa partikel penyusun atom, seperti elektron ditemukan oleh Joseph John Thomson tahun 1900, penemuan partikel proton oleh Goldstein tahun 1886.

B. Teori J.J. Thomson Teori atom dalton cukup lama dianut para ahli

hingga ditemukannya elektron bermuatan negatif oleh J.J Thomson pada tahun 1897. Penemuan elektron ini mematahkan teori dalton bahwa atom merupakan materi terkecil. Oleh karena atom bermuatan negatif, maka Thomson berpikir bahwa ada muatan positif sebagai penyeimbang.

Dengan demikian atom bersifat netral. Model atom Thomson menggambarkan bahwa atom merupakan suatu bola yang bermuatan positif. Sementara itu, elektron ( bagian atom yang bermuatan negatif ) tersebar merata dipermukaan bola tersebut.

1. Perkembangan Teori Atom

Muatan – muatan negatif tersebut tersebar seperti kismis pada roti kismis. Jumlah muatan positif sama dengan jumlah muatan negatif sehingga atom bersifat netral.

Model atom Thomson dapat digambarkan sebagai berikut:

Kelebihan dan Kelemahan Model Atom Thomson Kelebihan

Membuktikan adanya partikel lain yang bermuatan negatif dalam atom. Berarti atom bukan merupakan bagian terkecil dari suatu unsur.

KelemahanModel Thomson ini tidak dapat menjelaskan susunan muatan positif dan negatif dalam bola atom tersebut.

C. Teori Routerford Rutherford bersama dua orang muridnya (Hans Geigerdan

Erners Masreden) melakukan percobaan yang dikenal dengan hamburan sinar alfa (λ) terhadap lempeng tipis emas. Sebelumya telah ditemukan adanya partikel alfa, yaitu partikel yang bermuatan positif dan bergerak lurus, berdaya tembus besar sehingga dapat menembus lembaran tipis kertas. Percobaan tersebut sebenarnya bertujuan untuk menguji pendapat Thomson, yakni apakah atom itu betul-betul merupakan bola pejal yang positif yang bila dikenai partikel alfa akan dipantulkan atau dibelokkan. Dari pengamatan mereka, didapatkan fakta bahwa apabila partikel alfa ditembakkan pada lempeng emas yang sangat tipis, maka sebagian besar partikel alfa diteruskan (ada penyimpangan sudut kurang dari 1°), tetapi dari pengamatan Marsden diperoleh fakta bahwa satu diantara 20.000 partikel alfa akan membelok sudut 90° bahkan lebih.

1. Perkembangan Teori Atom

Berdasarkan gejala-gejala yang terjadi, diperoleh beberapa kesipulan beberapa berikut:

1. Atom bukan merupakan bola pejal, karena hampir semua partikel alfa diteruskan

2. Jika lempeng emas tersebut dianggap sebagai satu lapisanatom-atom emas, maka didalam atom emas terdapat partikel yang sangat kecil yang bermuatan positif.

3. Partikel tersebut merupakan partikelyang menyusun suatu inti atom, berdasarkan fakta bahwa 1 dari 20.000 partikel alfa akan dibelokkan. Bila perbandingan 1:20.000 merupakan perbandingan diameter, maka didapatkan ukuran inti atom kira-kira 10.000 lebih kecil daripada ukuran atom keseluruhan.

Berdasarkan fakta-fakta yang didapatkan dari percobaan tersebut, Rutherford mengusulkan model atom yang dikenal dengan Model Atom Rutherford yang menyatakan bahwa Atom terdiri dari inti atom yang sangat kecil dan bermuatan positif, dikelilingi oleh elektron yang bermuatan negatif. 

Rutherford menduga bahwa didalam inti atom terdapat partikel netral yang berfungsi mengikat partikel-partikel positif agar tidak saling tolak menolak.

Model atom Rutherford dapat digambarkan sebagai beriukut:

Kelemahan: Tidak dapat menjelaskan mengapa elektron tidak

jatuh ke dalam inti atom.

D. Teori Bohr

pada tahun 1913, pakar fisika Denmark bernama Neils Bohr memperbaiki kegagalan atom Rutherford melalui percobaannya tentang spektrum atom hidrogen. Percobaannya ini berhasil memberikan gambaran keadaan elektron dalam menempati daerah disekitar inti atom.

1. Perkembangan Teori Atom

Penjelasan Bohr tentang atom hidrogen melibatkan gabungan antara teori klasik dari Rutherford dan teori kuantum dari Planck, diungkapkan dengan empat postulat, sebagai berikut:

1. Hanya ada seperangkat orbit tertentu yang diperbolehkan bagi satu elektron dalam atom hidrogen. Orbit ini dikenal sebagai keadaan gerak stasioner (menetap) elektron dan merupakan lintasan melingkar disekeliling inti.

2. elektron berada dalam lintasan stasioner, energi elektron tetap sehingga tidak ada energi dalam bentuk radiasi yang dipancarkan maupun diserap.

3. Elektron hanya dapat berpindah dari satu lintasan stasioner ke lintasan stasioner lain. Pada peralihan ini, sejumlah energi tertentu terlibat, besarnya sesuai dengan persamaan planck, ΔE = hv.

4. Lintasan stasioner yang dibolehkan memilki besaran dengan sifat-sifat tertentu, terutama sifat yang disebut momentum sudut. Besarnya momentum sudut merupakan kelipatan dari h/2∏ atau nh/2∏, dengan n adalah bilangan bulat dan h tetapan planck.

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, semakin keluar semakin besar nomor kulitnya dan semakin tinggi tingkat energinya.

Kelemahan: Model atom ini tidak bisa menjelaskan spektrum

warna dari atom berelektron banyak.

E. Mekanika Kuantum Teori atom mengalami perkembangan mulai dari teori

atom John Dalton, Joseph John Thomson, Ernest Rutherford, dan Niels Henrik David Bohr. Perkembangan teori atom menunjukkan adanya perubahan konsep susunan atom dan reaksi kimia antaratom.

Kelemahan model atom yang dikemukakan Rutherford disempurnakan olehNiels Henrik David Bohr. Bohr mengemukakan gagasannya tentang penggunaan tingkat energi elektron pada struktur atom. Model ini kemudian dikenal dengan model atom Rutherford-Bohr. Tingkat energy elektron digunakan untuk menerangkan terjadinya spektrum atom yang dihasilkan oleh atom yang mengeluarkan energi berupa radiasi cahaya.

1. Perkembangan Teori Atom

Gambar  : Spektrum emisi natrium dan hidrogen dalam daerah yang dapat dilihat dengan spektrum yang lengkap

Penjelasan mengenai radiasi cahaya juga telah dikemukakan oleh Max Planck pada tahun 1900. Ia mengemukakan teori kuantum yang menyatakan bahwa atom dapat memancarkan atau menyerap energi hanya dalam jumlah tertentu (kuanta).

Jumlah energi yang dipancarkan atau diserap dalam bentuk radiasi elektromagnetik disebut kuantum. Adapun besarnya kuantum dinyatakan dalam persamaan berikut:

Keterangan: E = energi radiasi (Joule = J) h = konstanta Planck (6,63 x 10-34 J.s) c = cepat rambat cahaya di ruang hampa (3 x

108 ms-1) l = panjang gelombang (m)

Dengan Teori Kuantum, kita dapat mengetahui besarnya radiasi yang dipancarkan maupun yang diserap. Selain itu, Teori Kuantum juga bisa digunakan untuk menjelaskan terjadinya spektrum atom. Perhatikan spektrum atom hidrogen berikut.

Pada Gambar di atas dapat dilihat bahwa percikan listrik masuk ke dalam tabung gelas yang mengandung gas hidrogen. Sinar yang keluar dari atom H (setelah melalui celah) masuk ke dalam prisma, sehingga sinar tersebut terbagi menjadi beberapa sinar yang membentuk garis spektrum.

Ketika sinar itu ditangkap oleh layar, empat garis yang panjang gelombangnya tertera pada layar adalah bagian yang dapat dilihat dari spektrum gas hidrogen.

Salah satu alasan atom hidrogen digunakan sebagai model atom Bohr adalah karena hidrogen mempunyai struktur atom yang paling sederhana (satu proton dan satu elektron) dan menghasilkan spektrum paling sederhana. Model atom hidrogen ini disebut solar system (sistem tata surya), di mana electron dalam atom mengelilingi inti pada suatu orbit dengan bentuk, ukuran, dan energi yang tetap.

Semakin besar ukuran suatu orbit, semakin besar pula energi elektronnya. Keadaan ini dipengaruhi oleh adanya gaya tarik-menarik antara proton dan elektron. Dengan menggunakan model atom hidrogen, Bohr menemukan persamaan energi elektron sebagai berikut.

Keterangan: A = 2,18 x 10-18 J N = bilangan bulat yang menunjukkan orbit

elektron  (1, 2, 3, …, 8) {Tanda negatif menunjukkan orbit mempunyai

energi paling rendah (harga n = 1) dan paling tinggi (harga n = 8)}.

Pada atom hidrogen, elektron berada pada orbit energi terendah (n = 1). Jika atom bereaksi, elektron akan bergerak menuju orbit dengan energy yang lebih tinggi (n = 2, 3, atau 4). Pada saat atom berada pada orbit dengan energi yang lebih tinggi, atom mempunyai sifat tidak stabil yang menyebabkan

elektron jatuh ke orbit yang memiliki energi lebih rendah. Perpindahan tersebut menjadikan electron mengubah energinya dalam jumlah tertentu. Besar energi tersebut sama dengan perbedaan energi antarkedua orbit yang dilepaskan dalam bentuk foton dengan frekuensi tertentu.

Gambar :  Perpindahan elektron dari satu tingkat energi ke tingkat energi lainnya menyebabkan energi elektron berubah dalam jumlah tertentu.

Meskipun teori atom Niels Bohr mampu menerangkan spektrum gas hidrogen dan spektrum atom berelektron tunggal (seperti He+ dan Li2+), tetapi tidak mampu menerangkan spektrum atom berelektron lebih dari satu. Oleh karena itu, dibutuhkan penjelasan lebih lanjut mengenai gerak partikel (atom). Pada tahun 1924, ahli fisika dari Perancis bernama Louis de Broglie mengemukakan bahwa partikel juga bersifat sebagai gelombang.

Dengan demikian, partikel mempunyai panjang gelombang yang dinyatakan dengan persamaan berikut :

Keterangan: l = panjang gelombang (m) h = tetapan Planck (6,63 10-34 J.s) p = momentum (m2s-1) m = massa partikel (kg) v = kecepatan partikel (ms-1)

Berdasarkan persamaan de Broglie, diketahui bahwa teori atom Bohr memiliki kelemahan. Kelemahan itu ada pada pernyataan Bohr yang menyebutkan bahwa elektron bergerak mengelilingi inti atom pada lintasan tertentu berbentuk lingkaran. Padahal, elektron yang bergerak mengelilingi inti atom juga melakukan gerak gelombang. Gelombang tersebut tidak bergerak sesuai garis, tetapi menyebar pada suatu daerah tertentu.

Selanjutnya, pada tahun 1927, Werner Heisenberg menyatakan bahwa kedudukan elektron tidak dapat diketahui dengan tepat. Oleh karena itu, ia menganalisis kedudukan elektron (x) dengan momentum electron (p) untuk mengetahui kedudukan elektron.

Hasil analisis Heisenberg, yaitu selalu terdapat ketidakpastian dalam menentukan kedudukan elektron yang dirumuskan sebagai hasil kali ketidakpastian kedudukan x dengan momentum p. Satu hal yang perlu diingat adalah hasil kali keduanya harus sama atau lebih besar dari tetapan Planck. Persamaan ini dikenal sebagai prinsip ketidakpastian Heisenberg yang dirumuskan sebagai berikut:

Keterangan: Δx = ketidakpastian kedudukan Δp = ketidakpastian momentum h    = tetapan Planck

Selain Werner Heisenberg, ada juga ilmuwan yang menunjukkan kelemahan teori atom Bohr.  Pada tahun 1927, Erwin Schrodinger menyempurnakan teori atom yang disampaikan oleh Bohr. Dari penyelidikan terhadap gelombang atom hidrogen, Schrodinger menyatakan bahwa elektron dapat dianggap sebagai gelombang materi dengan gerakan menyerupai gerakan gelombang. Teori ini lebih dikenal dengan mekanika gelombang (mekanika kuantum).

Teori model atom Schrodinger memiliki persamaan dengan model atom Bohr berkaitan dengan adanya tingkat energi dalam atom. Perbedaannya yaitu model atom Bohr memiliki lintasan elektron yang pasti. Sedangkan pada model atom Schrodinger, lintasan elektronnya tidak pasti karena menyerupai gelombang yang memenuhi ruang (tiga dimensi).

Fungsi matematik untuk persamaan gelombang dinyatakan sebagai fungsi gelombang [ dibaca psi (bahasa Yunani)] yang menunjukkan bentuk dan ener gi gelombang elektron.

Berdasarkan teori yang disampaikan oleh Schrodinger, diketahui bahwa elektron menempati lintasan yang tidak pasti sehingga electron berada pada berbagai jarak dari inti atom dan berbagai arah dalam ruang. Jadi, daerah pada inti atom dengan kemungkinan terbesar ditemukannya elektron dikenal sebagai orbital.

Jika suatu anode disinari dengan sinar katode maka akan dihasilkan sinar-X dengan panjang gelombang bergantung pada jumlah proton dalam atom logam yang dijadikan anode. Panjang gelombang sinar-X menurun dengan bertambahnya jumlah proton dalam atom logam. Pada percobaan lain, Henry Moseley (1887–1915) menemukan bahwa jumlah proton berbanding lurus dengan nomor atom. Jika jumlah proton bertambah satu satuan maka nomor atom unsur tersebut juga bertambah satu satuan.

Nomor atom menunjukkan jumlah muatan positif dalam inti atom (jumlah proton). Menurut Moseley jumlah muatan positif setiap unsur bersifat karakteristik, jadi unsur yang berbeda akan mempunyai nomor atom yang berbeda. Nomor atom dipakai untuk mengidentifikasi unsur kimia, misalnya angka atom hidrogen adalah 1, hal ini berarti hidrogen memiliki proton sejumlah satu.

2.A. Nomor Atom

Dari data di atas dapat disimpulkan sebagai berikut. 

1. Setiap logam tersusun atas atom-atom logam dan atom logam disusun oleh proton, elektron, dan neutron. Oleh karena sinar-X bergantung pada proton maka jumlah proton merupakan sifat khas suatu atom. 

2. Jumlah proton sebanding dengan nomor atom. Oleh karena itu, nomor atom menyatakan jumlah proton dalam atom dan bersifat khas untuk setiap atom. Jika atom bersifat netral, maka jumlah muatan positif (proton) dalam atom harus sama dengan jumlah muatan. negatif (elektron). Jadi, nomor atom = jumlah proton = jumlah elektron. Nomor atom dilambangkan dengan Z. Z = np = ne

Berdasarkan hasil percobaan spektograf massa diketahui bahwa satu macam unsur terdiri atas atom-atom dengan massa berbeda. Contohnya sebuah unsur karbon terdiri atas atom-atom dengan massa: 12, 13, 14. Ketiga bilangan ini dinamakan nomor massa dari atom karbon (nomor atomnya sama, yaitu 6). Di dalam atom hanya ada proton, elektron, dan neutron. Pada atom netral, jumlah proton sama dengan elektron. Oleh karena atom karbon hanya memiliki satu nomor atom maka yang membedakan massa atom adalah neutron. Jadi nomor massa = jumlah proton + jumlah neutron. Nomor massa dilambangkan dengan A.

2.B. Nomor Massa

A = p + n

Isotop adalah atom-atom yang mempunyai nomor atom yang sama, namun mempunyai massa atom yang berbeda atau unsur-unsur sejenis yang memiliki jumlah proton sama, tetapi jumlah neutron berbeda. Diketahui bahwa Nomor atom merupakan identitas dari atom, sehingga setiap atom yang mempunyai nomor atom yang sama maka unsurnya pun sama.

2.C. Isotop

Sebagai contoh, atom –atom yang memiliki isotop dapat dilihat pada tabel di bawah:

Contoh-Contoh Isotop

Unsur Isotop

Hidrogen 11H,       1

2H,    13H

Helium 23He,     2

4He,

Karbon 612C,      6

13C,    614C

Nitrogen 714N,     7

15H

Oksigen 816O,      8

17O,    818O

Isoton adalah atom-atom unsur berbeda (nomor atom berbeda) yang mempunyai jumlah neutron yang sama. Contoh atom yang termasuk dalam isoton dapat dilihat pada tabel di bawah:

Contoh-Contoh Isoton

2.D. Isoton

Unsur IsotonJumlah neutron

Hidrogen dan Helium 13H      dan    2

4He 2Karbon dan Nitrogen 6

13C     dan    714N 7

Natrium dan Magnesium 1123Na  dan   12

24Mg 12

Isobar adalah atom-atom yang mempunyai nomor atom yang berbeda (nomor atom berbeda) namun memiliki massa atomnya sama. Contoh atom yang termasuk dalam isobar dapat dilihat pada tabel di bawah:

Contoh-Contoh Isobar

2.E. Isobar

Hidrogen dan Helium 13H      dan    2

3He

Karbon dan Nitrogen 614C     dan    7

14N

Natrium dan Magnesium 1124Na  dan   12

24Mg

Bilangan kuantum adalah bilangan yang menyatakan kedudukan atau posisi elektron dalam atom yang diwakili oleh suatu nilai yang menjelaskan kuantitas kekal dalam sistem dinamis. Bilangan kuantum menggambarkan sifat elektron dalam orbital. Bilangan kuantum merupakan salah satu ciri khas dari model atom mekanika kuantum atau model atom modern yang dicetuskan oleh Ernest Schrodinger. Hasil penjabaran persamaan Schrodinger untuk atom hidrogen menunjukkan bahwa energi suatu elektron ditentukan oleh bilangan kuantum utama (n), bilangan kuantum azimut (l), dan bilangan kuantum magnetik (m).

3. Bilangan Kuantum

Kedudukan elektron dalam suatu atom dapat ditentukan oleh 4 bilangan kuantum. Bilangan kuantum menentukan tingkat energi utama atau jarak dari inti, bentuk orbital, orientasi orbital, dan spin elektron. Setiap sistem kuantum dapat memiliki satu atau lebih bilangan kuantum. Bilangan-bilangan kuantum tersebut adalah:

Jenis-jenis Bilangan Kuantum 1. Bilangan kuantum utama (n) Bilangan kuantum utama (primer) digunakan untuk

menyatakan tingkat energi orbital atau kulit atom yang dimiliki oleh elektron dalam sebuah atom. Bilangan kuantum utama tidak pernah bernilai nol. Bilangan kuantum utama dapat mempunyai nilai semua bilangan bulat positif, yaitu 1, 2, 3, 4, 5, dan seterusnya. Sedangkan kulit atom di nyatakan dengan huruf K,L,M,N,O dan seterusnya.  Semakin tinggi nilai n semakin tinggi pula energi elektron. Lambang dari bilangan kuantum utama adalah “n”.

2. Bilangan kuantum Azimut (I) Bilangan kuantum azimut merupakan ukuran momentum

sudut orbital elektron terhadap inti atom.  Selain itu, bilangan azimut juga menyatakan subkulit tempat elektron berada, jenis subkulitnya dan bentuk orbitalnya. Secara umum bilangan kuantum ini berhubungan dengan subkulit yang dilambangkan dengan huruf s, p, d, f, dan seterusnya. Nilai bilangan kuantum azimut dimulai dari angka nol (0). Jadi secara urut subkulit s mempunyai bilangan kuantum azimut = 0, subkulit p mempunyai bilangan kuantum azimut = 1, subkulit d mempunyai bilangan kuantum azimut = 2 dan demikian seterusnya. Besarnya bilangan kuantum azimut yang mungkin tergantung pada nilai bilangan kuantum utama (n).

Kulit K L M N O

Nilai (n)

1 2 3 4 5

Banyaknya subkulit dari suatu kulit atom tergantung pada banyaknya nilai bilangan kuantum azimut yang di izinkan untuk kulit tersebut.

3. Bilangan kuantum magnetik (m) Bilangan kuantum magnetik menyatakan

kedudukan elektron pada suatu orbital dan arah momentum sudut elektron terhadap inti. Nilai bilangan kuantum magnetik tergantung pada nilai bilangan kuantum azimut.

Kulit Nilai n Nilai I yang diizinkan

subkulit

K 1 0 1sL 2 0,1 2s, 2pM 3 0,1,2 3s, 3p, 3d

N dst 4 dst 0,1,2,3 dst 4s, 4p, 4d, 4f, dst

Tidak adanya medan magnet luar membuat elektron atau orbital mempunyai nilai n dan ℓ yang sama tetapi nilai m yang berbeda. Namun dengan adanya medan magnet, nilai tersebut dapat sedikit berubah. Hal tersebut dikarenakan timbulnya interaksi antara medan magnet sendiri dengan medan magnet luar. Arah momentum sudut elektron terhadap inti di pengaruhi oleh aliran arus listri. Karena interaksi ini, elektron menyesuaikan diri di wilayah tertentu di sekitar inti. Daerah khusus ini dikenal sebagai orbital. Orientasi elektron di sekitar inti dapat ditentukan dengan menggunakan bilangan kuantum magnetik m.

Misalnya subkulit s mempunyai nilai l = 0 maka bilangan kuantum magnetiknya (m) = 0. Angka nol ini melambangkan satu-satunya orbital yang ada pada subkulit s. Sub kulit p mempunyai nilai l = 1 maka bilangan kuantum magnetiknya = - 1, 0, +1. Angka-angka tersebut melambangkan 3 orbital yang ada pada subkulit p. Subkulit d mempunyai nilai l = 2 maka bilangan kuantum magnetiknya = - 2, - 1, 0, + 1, + 2. Angka-angka tersebut melambangkan 5 orbital yang ada pada subkulit d dan demikian seterusnya.

4. Bilangan kuantum spin (s) Bilangan kuantum spin menyatakan arah rotasi elektron pada

sumbunya.  Bilangan kuantum Spin mempunyai simbol s atau ms (bilangan kuantum spin magnetik). Dalam satu orbital, maksimum dapat beredar 2 elektron dan kedua elektron ini berputar melalui sumbu dengan arah yang berlawanan, dan masing-masing diberi harga spin +1/2 atau -1/2. Nilai positif atau negatif dari spin menyatakan spin atau rotasi partikel pada sumbu. Sebagai contoh, untuk nilai s = +½ berarti berlawanan arah jarum jam (ke atas), sedangkan s = -½ berarti searah jarum jam (ke bawah). Diambil nilai setengah karena hanya ada dua peluang orientasi, yaitu atas dan bawah. Dengan demikian, peluang untuk mengarah ke atas adalah 50% dan peluang untuk mengarah ke bawah adalah 50% .

Dua arah rotasi elektron dan nilainya: - S= +1/2 arah putaran searah dengan jarum jam (↑) - S= -1/2 arah putaran berlawanan dengan arah jarum jam

(↓)

Konfigurasi elektron adalah susunan atau distribusi elektron-elektron pada sebuah atom atau molekul. Susunannya mengikuti aturan khusus. Aturan tersebut antara lain prinsip aufbau, kaidah hund, dan larangan pauli. Menurut hukum mekanika kuantum, untuk sistem yang hanya memiliki satu elektron, elektronnya dapat berpindah dari satu konfigurasi ke konfigurasi lain dalam bentuk foton. Konfigurasi elektron menunjukkan jumlah elektron pada setiap sublevel. Sublevel pertama adalah 1s, kemudian 2s, 2p, 3s, 3p, dan seterusnya. Masing-masing elektron dapat berpindah dengan sendirinya di dalam sebuah orbital. Salah satu contoh konfigurasi elektron adalah atom neon dengan konfigurasi 1s2 2s2 2p6. Pengetahuan tentang konfigurasi elektron di setiap atom sangat berguna untuk memahami struktur tabel periodik. Konsep konfigurasi elektron ini juga berguna untuk menjelaskan konsep ikatan kimia, sifat laser, dan semikonduktor.

4. Konfigurasi Elektron

1. Kulit dan Subkulit dalam Konfigurasi Elektron

Konfigurasi elektron didasari oleh model atom Bohr dan masih digunakan untuk menjabarkan kulit dan subkulit selain pemahaman mekanika kuantum yang lebih kompleks.

Sebuah kulit elektron adalah beberapa subkulit yang berbagi bilangan kuantum yang sama yaitu n (nomor sebelum angka dalam sebuah orbital). Sebuah atom dengan kulit ke-n dapat berisi 2n2 elektron. Misalnya, kulit pertama dapat berisi 2 elektron, kulit kedua dapat berisi hingga 8 elektron, dan kulit ketiga 18 elektron. Faktor yang membuatnya selalu genap adalah karena subkulit dapat menjadi dua bergantung pada putaran elektronnya. Setiap orbital dapat dimasuki sampai dua elektron dengan putaran yang berlawanan, satu dengan putaran +1/2 (biasanya dilambangkan dengan tanda panah ke atas) dan satu dengan putaran –1/2 (dilambangkan dengan tanda panah ke bawah).

Subkulit adalah sebuah tempat di dalam kulit yang berisi bilangan azimuth yaitu ℓ. Nilai dari ℓ (0, 1, 2, atau 3) sesuai dengan masing-masing label s, p, d, dan f. Jumlah maksimum elektron yang bisa ditempatkan di sebuah subkulit dirumuskan sebagai 2(2ℓ+1). Pada subkulit s maksimum 2, 6 elektron pada subkulit p, 10 pada subkulit d, dan 14 pada subkulit f.

Jumlah elektron yang dapat mengisi setiap kulit dan masing-masing subkulit muncul dari perhitungan mekanika kuantum, tertama prinsip larangan Pauli, dimana tidak ada dua elektron di satu atom yang memiliki nilai bilangan kuantum yang sama.

2. Notasi Konfigurasi Elektron

Ahli fisika dan ahli kimia menggunakan notasi standar untuk mengetahui konfigurasi elektron dari sebuah atom dan molekul. Untuk atom, notasinya terdiri dari urutan orbital atom (contoh: untuk fospor urutannya adalah 1s, 2s, 2p, 3s, 3p) dengan nomor elektron mengisi masing-masing orbital dalam format superscript. Contoh, hidrogen memiliki satu elektron dalam orbital s kulit pertama, jadi konfigurasinya ditulis 1s1. Litium memiliki dua elektron di subkulit 1s dan satu elektron di subkulit 2s sehingga konfigurasi elektronnya ditulis 1s2 2s1 (dibaca “satu-s-dua, dua-s-satu”). Fosfor dengan nomor atom 15 memiliki konfigurasi elektron 1s2 2s2 2p63s2 3p3. Konfigurasi elektron pada molekul ditulis dengan cara yang sama.

Superscript 1 pada notasi tidak wajib dicantumkan. Umumnya hurup orbital (s, p, d, f) dicetak miring meskipun IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry merekomendasikan huruf normal. Huruf yang dicetak miring saat ini digunakan untuk mewakili salah satu kategori garis spektrum seperti “sharp”, “principal”, “diffuse”, dan “fundamental” (atau “fine”).

2.1. Penyingkatan Konfigurasi Elektron

Untuk atom dengan banyak elektron, notasi ini dapat menjadi sangat panjang. Maka dari itu, diperlukan sebuah singkatan untuk mewakili notasi tertentu. Gas mulia (2 He, 10 Ne, 18 Ar, 36 Kr, 54 Xe, dan 86 Rn) bisa digunakan untuk mewakili notasi tertentu. Misalnya fosfor yang salah satu bagian notasinya diwakili oleh neon (1s2 2s2 2p6) sehingga menjadi [Ne] 3s2 3p3. Kaidah ini sangat berguna untuk membantu memahami konfigurasi elektron yang panjang.

2.2. Aturan Penuh Setengah Penuh

Sifat ini berhubungan erat dengan hibridisasi elektron. Aturan ini menyatakan bahwa “suatu elektron mempunyai kecenderungan untuk berpindah orbital apabila dapat membentuk susunan elektron yang lebih stabil”. Untuk konfigurasi elektron yang berakhir pada sub kulit d berlaku aturan penuh dan setengah penuh. Contohnya adalah sebagai berikut:

24Cr = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4  menjadi 24Cr = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5

Dari contoh diatas terlihat apabila 4s diisi 2 elektron maka 3d kurang satu elektron untuk menjadi setengah penuh. Maka elektron dari 4s akan berpindah ke 3d.

2.3. Konfigurasi Elektron Ion Unsur yang mengalami ionisasi akan mengalami

perubahan jumlah elektron. Misalnya adalah besi (Fe) yang mempunyai nomor atom 26 dan mempunyai konfigurasi elektron [Ar] 3d64s2. Jika Fe terionisasi menjadi Fe2+, maka elektron Fe berkurang 2 dari jumlah asal. Sehingga konfigurasi Fe2+ adalah [Ar] 3d6. Ingat, jika sebuah atom mengalami ionisasi maka yang berkurang adalah elektron valensi (elektron terluar).

3. Energi dalam Konfigurasi Elektron Energi dikaitkan dengan elektron dalam orbital. Energi

dalam sebuah konfigurasi sering mendekati jumlah energi di setiap elektron dengan mengabaikan interaksi antar elektron. Konfigurasi yang memiliki energi terendah disebut keadaan dasar (ground state). Sedangkan konfigurasi lainnya disebut keadaan tereksitasi (excited state).

Sebagai contoh, keadaan dasar konfigurasi atom sodium adalah 1s2 2s2 2p6 3s, yang berasal dari prinsip Aufbau. Keadaan tereksitasi pertama diperoleh dengan menukar elektron 3s menjadi 3p sehingga menjadi 1s2 2s2 2p6 3p yang dapat disingkat menjadi level 3p. Atom dapat berpindah dari satu konfigurasi ke konfigurasi lain dengan menyerap atau melepaskan energi.

4. Sejarah Konfigurasi Elektron Niels Bohr (1923) adalah orang pertama yang

mengusulkan bahwa perioditas dalam tabel periodik dapat dijabarkan dengan struktur elektron dalam atom. Usul tersebut didasari oleh model atom Bohr miliknya dimana kulit elektron memiliki orbit dengan jarak tertentu dari nukleus (inti atom). Konfigurasi awal Bohr terlihat aneh dalam ilmu kimia masa kini: misalnya sulfur memiliki konfigurasi 2.4.4.6 sedangkan yang sekarang adalah 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4(2.8.6).

Beberapa tahun kemudian, E. C. Stoner bersama Sommerfield berhasil menjabarkan kulit elektron dan secara tepat memprediksi struktur kulit sulfur adalah 2.8.6. Namun, tidak ada sistem baik milik Bohr maupun Stoner dapat menjabarkan dengan benar perubahan spektrum atom dalam zona magnetik (efek Zeeman).

Bohr sangat menyadari kekurangan prinsipnya tersebut. Ia menulis surat untuk temannya Wolfgang Pauli untuk meminta bantuannya untuk menjaga teori kuantumnya (sistem yang kini dikenal sebagai “teori kuantum lama”). Pauli menyadari bahwa efek Zeeman hanya berlaku pada elektron terluar dari atom dan dapat mereproduksi struktur kulit Stoner.

Persamaan Schrödinger yang dipublikasikan pada tahun 1926 memberikan tiga dari empat bilangan kuantum sebagai kesimpulan langsung dari penyelesaiannya terhadap atom hidrogen. Penyelesaiannya tersebut merupakan hasil dari orbital atom yang saat ini diajarkan di textbook kimia.

5. Prinsip Aufbau dan dan Aturan Madelung dalam Konfigurasi Elektron

Prinsip Aufbau adalah bagian penting dari konsep Bohr tentang konfigurasi elektron. Istilah “Aufbau” merupakan bahasa Jerman yang berarti “konstruksi”. Prinsip tersebut dinyatakan sebagai:

Maksimal dua elektron dimasukkan ke dalam orbital untuk meningkatkan energi orbital: energi terendah dalam orbital diisi sebelum elektron ditempatkan di energi tertinggi dalam orbital.

Prinsip tersebut bekerja dengan sangat baik (dalam keadaan dasar atom) untuk 18 elemen pertama, kemudian berkurang terhadap 100 elemen berikutnya. Bentuk modern dari prinsip Aufbau menjelaskan urutan energi orbital yang diberikan oleh aturan Madelung. Aturan ini pertama kali dinyatakan oleh Charles Janet pada tahun 1929, kemudian diteliti ulang oleh Erwin Madelung pada tahun 1936, dan diberikan pembenaran teoritis oleh V.M. Klechkowski.

Bunyi aturan Madelung adalah sebagai berikut: 1. Orbital diisi untuk meningkatkan nilai n+l; 2. Dimana dua orbital memiliki nilai n+l yang

sama. Berikut adalah urutan orbital pada konfigurasi

elektron: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f,

5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, (8s, 5g, 6f, 7d, 8p, dan 9s) Supaya lebih mudah diingat, berikut adalah

ilustrasinya:

Orbital yang di dalam tanda kurung tidak berisi atom setelah atom dengan nomor atom tertinggi yaitu Uuo = 118.

Prinsip Aufbau dapat diaplikasikan untuk memodifikasi susunan proton dan neutron di inti atom bersama dengan model kulit dari fisika nuklir dan kimia nuklir.

6. Hubungan Konfigurasi Elektron dengan Tabel Periodik

Bentuk dari tabel periodik berkaitan dengan konfigurasi elektron masing-masing atom yang terdapat disana. Contohnya, semua golongan ke-2 tabel periodik memiliki konfigurasi elektron [E] ns2 (dimana [E] merupakan konfigurasi gas mulia) dan memiliki kesamaan sifat kimia. Umumnya, perioditas tabel periodik dalam blok tabel periodik bergantung pada jumlah elektron yang diperlukan untuk mengisi subkulit s, p, d, dan f.

Kulit elektron terluar sering disebut “elektron valensi” dan menentukan sifat kimia. Harus diingat bahwa kemiripan sifat kimia telah ada lebih dari satu abad sebelum teori konfigurasi elektron. Belum jelas seberapa jauh aturan Madelung menjabarkan (bukan hanya menjelaskan) tabel periodik. Meski beberapa sifat jelas berbeda dengan perbedaan urutan pengisian orbital.

6.1. Menentukan Golongan dan Periode Tabel Periodik Suatu Unsur dengan Konfigurasi Elektron

Konfigurasi elektron juga dapat digunakan untuk menentukan letak suatu unsur pada tabel periodik. Periode suatu unsur sama dengan nomor kulit terbesarnya.

Golongan suatu unsur ditentukan dengan menggunakan tabel seperti dibawah.

Bila subkulit terakhirnya pada s atau p maka unsur tersebut termasuk golongan A (utama). Sedangkan bila subkulit terakhirnya pada d maka unsur tersebut termasuk golongan B (transisi).

Berikut adalah contoh menentukan golongan dan periode suatu unsur dengan konfigurasi elektron:

24Cr = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5

Berdasarkan konfigurasi elektron diatas, maka letak unsur adalah pada golongan VI B periode 4.

7. Penyimpangan Konfigurasi Elektron Berdasarkan eksperimen, terdapat penyimpangan

konfigurasi elektron dalam pengisian elektron. Penyimpangan pengisian elektron ditemui pada elektron yang terdapat pada orbital subkulit d dan f.

7.1. Penyimpangan Konfigurasi Elektron pada Orbital d

Penyimpangan pada orbital subkulit d dikarenakan orbital yang setengah penuh (d5) atau penuh (d10) bersifat lebih stabil dibandingkan dengan orbital yang hampir setengah penuh (d4) atau hampir penuh (d8 atau d9). Dengan demikian, jika elektron terluar berakhir pada d4, d8, atau d9, maka satu atau semua elektron pada orbital s pindah ke orbital d

Dibawah ini adalah beberapa contoh penyimpangan orbital d.

7.2. Penyimpangan Konfigurasi Elektron pada Orbital f

Pada orbital f, sebagaimana dengan penyimpangan konfigurasi dalam orbital d, maka konfigurasi elektron yang berakhir pada orbital f juga mengalami penyimpangan. Penyimpangan disebabkan oleh tingkat energi orbital saling berdekatan dan hampir sama. Penyimpangan ini berupa berpindahnya satu atau dua elektron dari orbital f ke orbital d.

Dibawah ini adalah beberapa contoh penyimpangan orbital f.

8. Konfigurasi Elektron dalam Molekul Dalam molekul, konfigurasi elektronnya semakin rumit. Masing-

masing molekul memiliki struktur orbital yang berbeda. Orbital molekul ditandai berdasarkan simetrinya. Misalnya O2ditulis 1σg

2 1σu2 2σg

2 2σu2 3σg

2 1πu4 1πg

2, atau setara dengan 1σg

2 1σu2 2σg

2 2σu2 1πu

43σg2 1πg

2. Istilah 1πg2 mewakili dua elektron

di dalam dua turunan orbital ke-π* (antibonding). Berdasarkan aturan Hund, elektron tersebut memiliki putaran paralel dalam keadaan dasar, dan dioksigen memiliki momen magnetik (disebut paramagnetik). Penjabaran dari paramagnetisme pada dioksigen adalah penemuan besar dalam teori orbital molekul.

Konfigurasi elektron dari molekul poliatomik dapat berubah tanpa penyerapan atau pelepasan foton melalui sambungan bergetar.

8.1. Konfigurasi Elektron dalam Padatan Dalam padatan, elektron menjadi sangat banyak.

Elektron tidak menjadi berlainan, dan bercampur secara efektif menjadi rentang kemungkinan keadaan secara berkelanjutan (disebut pita elektron). Gagasan tentang konfigurasi elektron menjadi tidak relevan dan menghasilkan teori pita.

9. Aplikasi Konfigurasi Elektron Penerapan konfigurasi elektron yang paling luas

adalah dalam bidang rasionalisasi sifat kimia, baik dalam kimia organik maupun kimia anorganik. Akibatnya, konfigurasi elektron sepanjang teori orbital molekul menjadi perbandingan modern untuk konsep valensi yang menjelaskan jumlah dan jenis ikatan kimia.

Pendekatan lebih lanjut juga diterapkan di kimia komputasi. Dimana digunakan untuk membuat perkiraan kuantitatif terhadap sifat kimia. Selama beberapa tahun, perhitungan mengandalkan perkiraan “kombinasi linear orbital atom” (LCAO), menggunakan basis set orbital atom yang lebih besar dan lebih kompleks sebagai titik awal. Langkah berikutnya adalah menghitung penempatan elektron di antara orbital-orbital molekul dengan menggunakan prinsip Aufbau. Tidak semua metode penghitungan kimia mengandalkan konfigurasi elektron. Misalnya teori tingkat fungsional (DFT).

Untuk atom atau molekul dengan lebih dari satu elektron, pergerakan elektron saling berhubungan. Konfigurasi elektron dengan angka yang sangat besar diperlukan untuk menjelaskan semua sistem multielektron, dan tidak ada energi yang dapat dikaitkan dengan satu konfigurasi. Namun, fungsi gelombang elektron biasanya didominasi oleh konfigurasi dalam jumlah yang sangat kecil dan gagasan konfigurasi elektron menjadi sangat esensial untuk sistem multielektron.

Penerapan fundamental dari konfigurasi elektron adalah dalam interpretasi terhadap spektrum atom. Dalam kasus ini, diperlukan untuk menambahkan konfigurasi elektron dengan satu atau lebih istilah simbol yang menjelaskan perbedaan tingkat energi yang terdapat dalam sebuah atom. Istilah simbol dapat dikalkulasikan untuk semua konfigurasi elektron, tidak hanya konfigurasi keadaan dasar yang tertulis dalam tabel.

Sekian Presentasi Dari Kami, Kami Ucapkan Terima Kasih Atas Perhatiannya

Wassalamualaikum Warahmatullah Wabarokatuh