STRUKTUR ATOM

POKOK BAHASAN :

• Partikel Penyusun Atom

• Perkembangan Model Atom

• Elektron dalam Atom (Model Atom Mekanika Kuantum)

ATOM Atom dari unsur yang sama mempunyaisifat dan ukuran sama

Partikel terkecil dari suatu unsur

Atom dari unsur yang berbedamempunyai sifat dan ukuran berbeda

Bukan

Sesuatu

yang tidak

terbagi

Sub atom

ATOM

Sub atom Sub atom

melainkan

Dapat terbagi

PENDAHULUAN

TEORI ATOM

DEMOCRITUS

THOMSON

DALTON

RUTHERFORD

NIELS BOHR

MODERN

Partikel Penyusun Atom

Dimana:A: Nomor massa yang menyatakan jumlah proton dan netronX: Lambang kimia untuk unsurZ: Nomor atom yang menyatakan jumlah proton (atau elektron untuk atom netral)

protonproton

Contoh Penulisan Notasi Unsur

Unsur LambangUnsur

Jumlahproton (Z)

Jumlahnetron (n)

Nomor massa (A)A= Z+n

Notasi

Hidrogen H 1 0 1 + 0 = 1

Karbon C 6 6 6 + 6 = 12

Besi Fe 26 30 26 + 30 = 56

Emas Au 79 118 79 + 118 = 197

The Atom Hydrogen

Proton Electron

Hydrogen has one proton, one electron and NO neutrons

The Atom Helium

ElectronProton

Neutron

Helium has two electrons, two protons and two neutrons

The Atom Beryllium

Protons

Neutrons

Electrons

Beryllium has four electrons, four protons and five neutrons.

The Atom Oxygen

Protons

Neutrons

Electrons

Oxygen has eight electrons, eight protons and eight neutrons.

Mass and electrical charge

,

Demokritos(460 SM)→ Atom

John Dalton (1803) → Bola pejal→ Elektron

Thomson (1897) → Bola pejal dikelilingi elektron

Ernest Rutherford (1903) →Adanya susunan partakel

bermuatan positif dannegatif→menemukan

sinar alfa dan beta

Niels Bohr (1913)→ Atom terdiri dari beberapa kulit

Teori Atom Modern 1932

Perkembangan Model Atom

Model atom

Dalton (1803)

Model atom

Thomson (1897)

Model atom

Rutherford (1903)

Model atom

Niels Bohr (1913)

Model atom

Mekanika

Kuantum (1932)

Teori Atom John Dalton

• Semua materi terdiri dari partikel kecil yang tidak dapat dibagi lagiyang disebut atom

• Atom-atom dari suatu unsur adalah identik

• Atom-atom dari unsur yang berbeda mempunyai sifat yang berbeda,termasuk massa yang berbeda

• Atom dari suatu unsur tidak dapat diubah menjadi atom unsur lain,tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan

• Reaksi kimia hanya merupakan penataan ulang atom-atom

• Senyawa terbentuk ketika atom-atom dari dua jenis unsur atau lebihbergabung dengan perbandingan tertentu.

2 molekul

Oksigen

2 molekul

Hidrogen2 molekul

Air

1 Atom

Oksigen

1Atom

Hidrogen

8 X2Y16 X 8 Y+

Kelemahan Teori Atom John Dalton

• Saat ini ternyata dengan reaksi kimia nuklir suatu atom dapat berubahmenjadi atom yang lain

• tidak dapat menjelaskan sifat listrik materi

• tidak dapat menjelaskan daya gabung unsur-unsur. Misalnya,mengapa satu atom oksigen dapat mengikat dua atom hidrogenmembentuk air

Model Atom Thomson

• Thompson melakukan percobaan lampu tabung.

Model Atom Thomson

Menghasilkan teori yaitu:

• Atom bukan sebagai partikel terkecil dari suatu benda

• Atom berbentuk bola pejal,dimana terdapat muatan listrik positif dannegatif yang tersebar merata di seluruh bagian seperti roti kismis.

• Pada atom netral jumlah muatan listrik negatif sama dengan jumlahmuatan listrik positif

Model Atom Thomson

• J.J. Thomson menyusun model atom yang merupakanpenyempurnaan dari model atom dalton, setelah ia menemukanelektron

• Menurut Thomson dalam atom terdapat elektron yang tersebarmerata

• Keadaan tersebut diumpamakan roti kismis

Kelemahan

• Tidak dapat menerangkan dinamika reaksi kimia yang terjadi antaratom

Model Atom Rutherford

Rutherford mengajukan model atom denganketentuan sebagai berikut:• Atom terdiri atas inti atom yang bermuatan listrik positif,

dimana masa atom hampir seluruhnya berada pada intiatom.

• Muatan listrik negatif ( elektron ) terletak sangat jauhdari inti.

• Untuk menjaga kestabilan jarak muatan listrik negatifterhadap inti, maka muatan listrik negatif senantiasabergerak mengelilingi inti.

Percobaan Rutherford

• Bila berkas hamburan sinar α ditembakkan pdlempeng emas,maka sinar yg keluar darilempeng mengalami hamburan. Dapat diamatipada cahaya terang & gelap di layar pendar .

• Sebagian besar partikel sinar α dpt tembuskarena melalui daerah hampa.

• Partikel α yg mendekati inti atom dibelokkankarena mengalami gaya tolak inti.

• Partikel α yg menuju inti atom dipantulkankarena inti bermuatan positif & sangat masif.

• Rutherford membukti-kan adanya inti atom melalui percobaannya yaitu dengan menembakkan sinar-α pada sebuah pelat

Model Atom Rutherford

Secara rinci dapat dijelaskan sebagai berikut:

• Atom merupakan susunan berongga yang mirip tata surya

• Seluruh muatan positif dan seluruh mussa atom terpusat pada intiatom. Pada inti atom terdapat :

• Proton selama beredar pada lintasannya, elektron tidakmengalami perubahan energi

• Elektron dapat berpindah dari tingkat energi rendah ke tingkatenergi yang lebih tinggi jika mnyerap energi dan sebaliknya

• Elektron-elektron beredar mengelilingi inti dalam lintasan dengantinkat energi tertentu

Kelemahan Model Atom Rutherford

• Tidak dapat menjelaskan mengapaelektron yang beredar mengelilingiinti tidak jatuh ke inti atom.

• Energi total akan semakin kuat,elektron jatuh ke inti tetapikenyataannya tidak pernah

• Spektrum atom kontinu, padahalterputus / diskrit

Model Atom Niels Bohr

• Teori ini menjawab kelemahan Rutherford yaitu mengapaelektron tidak tersedot dan jatuh ke inti.

• Teori atom Bohr pada prinsipnya menggabungkan teori kuantumPlanck dan teori atom dari Rutherford yang dikemukakan padatahun 1911

• Hasil pengamatan spektroskopis terhadap spektrum atomHidrogen telah membuka kelemahan-kelemahan model atomRutherford.

• Bohr mempelajari spektrum yang dihasilkan ketika atom-atomtereksitasi dalam suatu tabung gas hampa udara, ternyata tiapunsur menghasilkan serangkaian garis-garis spektrum tersendiri

Teori Kuantum (Max Planck, 1900)

• Planck mengatakan : Atom dan molekul dapat menyerap atau mengemisikan energi

dengan jumlah yang terdiskritkan.

• Satuan terkecil dari energi tersebut disebut kuantum

• Energi yang diserap atau diemisikan dalam bentuk radiasi elektromagnetik

• Setiap kuantum memiliki energi sebesar → E = h.

• E = energi (J)

• h = konstanta Planck ( 6,63 x 10-34 J.s)

• = frekuensi radiasi (s-1)

• Untuk memahami Teori Kuantum Planck, kita harus memahami sifat-sifat gelombang.

Postulat Bohr adalah

• Elektron mengelilingi inti dalam orbit berbentuklingkaran dibawah pengaruh gaya Coulomb.

• Atom terdiri dari inti yang bermuatan positif dandikelilingi oleh elektron yang bermuatan negatifdi dalam suatu lintasan.

• Elektron dapat berpindah dari satu lintasan keyang lain dengan menyerap atau memancarkanenergi sehingga energi elektron atom itu tidakakan berkurang• Jika berpindah lintasan ke lintasan yang lebih tinggi

maka elektron akan menyerap energi. Jika beralih kelintasan yang lebih rendah maka akanmemancarkan energi

• Dalam atom terdapat kulit atau lintasan atau orbit yang merupakantempat elektron beredar. Selama elektron beredar, elektron tidakmembebaskan atau menyerap energi sehingga elektron akan tetapstabil dan elektron tidak akan jatuh ke inti atom.

• Kulit atau tempat elektron beredar merupakan tingkat energielektron. Tingkat energi yang palin rendah ialah kulit yang palingdekat dengan inti, yaitu E1 (kulit K). Selanjutnya tingkat energi kedua(E2) atau kulit M, dan seterusnya. Urutan tingkat energinya ialahE1E2E3….dan seterusnya atau kulit K kulit L kulit M ….danseterusnya

Bohr’s Atom

electrons in orbits

nucleus

Peralihan Elektron Antartingkat Energi

• Nilai energi yang diserap atau diemisikan dalam transisi elektronbergantung pada transisi antartingkat energi elektron. Persamaannyadirumuskan sebagai berikut

Peralihan Tingkat Energi Elektron Menurut Model Atom Bohr

• Kelebihan atom Bohr adalah bahwa atom terdiri dari beberapa kulit untuktempat berpindahnya elektron.

• Keberhasilan teori Bohr terletak pada kemampuannya untuk meramalkangaris-garis dalam spektrum atom hidrogen.

• Kelemahan model atom ini adalah: tidak dapat menjelaskan spekrumwarna dari atom berelektron banyak. Sehingga diperlukan model atomyang lebih sempurna dari model atom Bohr

• Belum mampu menjelaskan adanya stuktur halus (fine structure) padaspektrum, yaitu 2 atau lebih garis yang sangat berdekatan

• Jika atom ditempatkan dalam medan magnet maka akan terbentukspektrum emisi yang rumit. Gejala ini disebut efek Zeeman

• Jika atom ditempatkan dalam medan listrik maka akan menghasilkanspektrum halus yang rumit. Gejala ini disebut efek Strack

• Pakar fisika Jerman, Sommerfeld menyarankan, disamping orbitberbentuk lingkaran juga harus mencakup orbit berbentuk elips.Hasilnya, efek Zeeman dapat dijelaskan dengan model tersebut, tetapimodel atom Bohr-Sommerfeld tidak mampu menjelaskan spektrumdari atom berelektron banyak.

• Sepuluh tahun setelah teori Bohr lahir, muncul gagasan de Broglietentang dualisme materi, disusul Heisenberg tentang ketidakpastianposisi dan momentum partikel. Berdasarkan gagasan tersebut danteori kuantum dari Planck, Schrodinger berhasil meletakkan dasar-dasar teori atom terkini, dinamakan teori atom mekanika kuantum.

Teori Gelombang Elektron

• Tahun 1924 De Broglie menyarankan bahwa elektron memiliki sifat gelombangyang menyebabkan energinya terkuantisasi

• De Broglie menyimpulkan bahwa semua partikel memiliki panjang gelombangsesuai persamaan: • Cahaya → partikel dan gelombang

• Untuk cahaya: E = hv = hc /

• Untuk partikel: E = mc2 (Einstein)

• 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, makaelektron harus ditembaki dengan fotondengan panjang gelombang pendek,sehingga menghasilkan frekuensi tinggidan energi yang tinggi

• Apabila foton mengenai elektron, makaakan menyebabkan gerakan dankecepatan elektron berubah.

• Menurut Heisenberg, adalah tidakmungkin untuk dapat mengetahui posisidan kecepatan suatu objek secarabersamaan dengan tepat dikembangkanhubungan:

Semakin kecil massa objek,

ketidakpastian posisi dan

kecepatannya semakin besar

W. Heisenberg

1901-1976

Mekanika Kuantum atau Gelombang

• Schrodinger : elektron yang bergerak mengelilingiinti juga berperilaku seperti gelombang

• Penyelesaian PERSAMAAN GELOMBANG menghasilkan sederet rumus matematik yang disebut Fungsi gelombang, Y

• Setiap fungsi gelombang menggambarkan energiyang diperbolehkan untuk sebuah elektron

• Kuantisasi akan terjadi dengan sendirinya.

E. Schrodinger

1887-1961

FUNGSI GELOMBANG, Y

• Y adalah fungsi jarak dan sudut.• Untuk satu elektron, Y menyangkut sebuah ORBITAL — daerah

dalam ruang tempat ditemukannya sebuah elektron• Y tidak menggambarkan kedudukan elektron dengan tepat• Harga Y2 menunjukkan probabilitas menemukan sebuah elektron

pada titik tertentu

Model Kuantum Atom

• Dalam mekanika kuantum, tiga bilangan kuantum diperlukan untuk menggambarkandistribusi elektron dalam suatu atom, yaitu :

1. Bilangan Kuantum Utama (n)

2. Bilangan Kuantum Momentum Sudut (l)

3. Bilangan Kuantum Magnetik (m)

Tiga bilangan kuantum ini dapat menunjukan tempat orbital sebuah elektronberada.

• Bilangan kuantum yang ke empat :

4. Bilangan kuantum spin (s),

menggambarkan sifat suatu elektron sehingga dapat mengidentifikasi lebih spesifiklagi

Bilangan Kuantum Utama (n)

• Bilangan kuantum ini menyatakan tingkat energiutama elektron dan sebagai ukuran

• kebolehjadian ditemukannya elektron dari inti atom

• Bilangan kuantum utama merupakan fungsi jarakyang dihitung dari inti atom (sebagai titik nol). Jadi, semakin besar nilai n, semakin jauh jaraknyadari inti.

• Jumlah maksimum elektron tiap kulit adalah2n2 (n= nomor kulit)

Kulit Jlh e- Max Rumus

K = 1 2 2 x 12

L = 2 8 2 x 22

M = 3 18 2 x 32

N = 4

:

dst

32

:

dst

2 x 42

:

dst

Bilangan Kuantum Azimut (l )

• Bilangan kuantum azimut disebut juga bilangan kuantum momentum sudut, dilambangkan dengan l.

• Bilangan kuantum azimut menentukan bentuk orbital.

• Bilangan kuantum Azimut menyatakan : subkulit tempat elektron berada dan jesis subkulit

• Harga bilangan kuantum azimut yaitu dari 0 sampai (n-1).

Sub Kulit Jlh e- Max l Jumlah sub-kulit

s 2 0 1 = (1s)

p 6 1 2 = (2s dan 2p)

d 10 2 3 = (3s, 3p, dan 3d)

f 14 3 4 = (4s, 4p, 4d, dan 4f)

Bilangan Kuantum Magnetik (m)

• Bilangan kuantum magnetik disebut juga bilangan kuantum orientasisebab bilangan kuantum ini menunjukkan orientasi (arah orbital)dalam ruang atau orientasi subkulit dalam kulit

• Mengikuti persamaan m = (-l, 0, +l)

Sub Kulit l m

s 0 0

p 1 -1, 0, +1

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

f 3 -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3

Sub kulit:Diagram :

orbital :

Nilai m :

s p d f

0 -1 0 +1 -1 0 +1-2 +2 -1 0 +1-2 +2-3 +3

• Subkulit-s (l = 0) memiliki harga m=0, artinya subkulit-s hanya memiliki satubuah orbital. Oleh karena m=0, orbital-s tidak memiliki orientasi dalamruang sehingga bentuk orbital-s dikukuhkan berupa bola yang simetris.

• Subkulit-p (l =1) memiliki nilai m= –1, 0, +1. Artinya, subkulit-pmemiliki tiga buah orientasi dalam ruang (3 orbital), yaitu orientasi padasumbu-x dinamakan orbital px, orientasi pada sumbu-y dinamakan orbitalpy, dan orientasi pada sumbu-z dinamakan orbital pz

• Subkulit-d (l = 2) memiliki harga m= –2, –1, 0, +1, +2. Artinya,subkulit-d memiliki lima buah orientasi dalam ruang (5 orbital), yaitu padabidang-xy dinamakan orbital dxy, pada bidang-xz dinamakan orbital dxz,pada bidang-yz dinamakan orbital dyz, pada sumbu x2–y2 dinamakan orbitald x2y2 , dan orientasi pada sumbu z2 dinamakan orbital dz2 .

• Subkulit-f (l = 7) memiliki harga m= -3, –2, –1, 0, +1, +2, +3, yaitu :

Bentuk Orbital

Jumlah Maksimum Elektron

Soal:

• Tentukan nilai n, l, dan m dalam kulit L? Berapakah jumlah orbital dalam kulit tersebut?

Bilangan Kuantum Spin (s)

• Bilangan kuantum ini ditemukan dari hasilpengamatan radiasi uap perak yangdilewatkan melalui medan magnet, olehOtto Stern dan W. Gerlach.

• Bilangan kuantum spin menyatakan arahperputaran elektron pada sumbunyaselama mengelilingi inti. Bilangankuantum spin mempunyai harga +1/2dan -1/2.

➢ Searah jarum jam (s=+½)

➢ Berlawanan arah jarum jam (s=-½)

s = + ½ = ↑

s = – ½ = ↓

s = 1/2 s = - 1/2

Dalam satu orbital, dapat diisi max 2 elektron yang memiliki arah rotasi yang berlawanan

Konfigurasi Elektron

• Konfigurasi elektron adalah susunan elektron dalam atom sesuai dengan tingkat-tingkat energinya. Pengisian elektron ke dalam orbital-orbital mengikuti tiga aturan, yaitu :

1. Prinsip Aufbau

2. Kaidah Hund

3. Asas Larangan Pauli

1. Prinsip Aufbau

• Menurut prinsip ini elektron-elektron akan mengisi orbital dimulai dari tingkat energi terendah kemudian tingkat energi yang lebih tinggi dan seterusnya.

• Terdapat aturan tambahan, yaitu aturan (n+l). Menurut aturan ini,untuk nilai (n+ l) sama, orbital yang memiliki energi lebih rendah adalah orbitaldengan bilangan kuantum utama lebih kecil, contoh: 2p (2+1 = 3) < 3s (3+0 =3), 3p(3+1 = 4) < 4s (4+0 =4)

• Jika nilai (n+ l) berbeda maka orbital yang memiliki energi lebih rendah adalahorbital dengan jumlah (n+ l) lebih kecil, contoh: 4s (4+0 = 4) < 3d (3+2 =5)

• Dengan mengacu pada aturan aufbau maka urutan kenaikan tingkat energielektron-elektron dalam orbital adalah sebagai berikut.1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < dst…

Aturan Hund

• “Pengisian elektron ke dalam orbital-orbital yang tingkat energinyasama,misalnya ketiga orbital-p atau kelima orbital-d. Oleh karena itu,elektron-elektron tidak berpasangan sebelum semua orbital dihuni”

1s 2s 2p√

1s 2s 2p

X8O = 1s2 2s2 2p4Contoh :

Asas Larangan Pauli

• Menurut Wolfgang Pauli, elektron-elektron tidak boleh memilikiempat bilangan kuantum yang sama. Aturan ini disebut Prinsiplarangan Pauli.

4 elektron pada 3p4Contoh :

Bilangan KuantumElektron

a b c d

n 3 3 3 3

l 1 1 1 1

m -1 -1 0 +1

s +½ -½ +½ +½

(Pasti ada bil. Kuantum Yang beda)

a b c d

Energi orbital

• Unsur-unsur ringandengan nomor atom 1 (H) sampai dengan 20 (Ca) memiliki konfigurasielektron sebagaimanaprinsip aufbau.

• Untuk unsur-unsur beratdengan nomor atom 21 ke atas, terjaditransisi energi orbital

• Apa yang dimaksud transisi energi orbital? Setelah orbital 4s terisipenuh (atom 20Ca) maka elektron mulai mengisi orbital 3d (21Sc –

30Zn). Dalam keadaan tidak terhuni, orbital 3d memiliki energi lebihtinggi dari 4s. Akan tetapi, ketika orbital 3d terhuni elektron makaenergi orbital 3d turun drastis dan mencapai kestabilan dengan energiyang lebih rendah daripada orbital 4s. Dengan demikian, mudahdipahami bahwa orbital paling luar dari kulit valensi adalah orbital ns,bukan orbital (n-1)d. Gejala ini berlaku untuk semua atom-atomunsur dengan nomor atom di atas 20.

Penulisan Konfigurasi Elektron

1. Dua cara menuliskan

konfigurasi elektron1 s

2s 2p

3s 3p 3d

4s 4p 4d 4f

5s 5p 5d 5f

6s 6p 6d

7s 7p

Contoh: Titanium (Z=22), yaitu:

atau 1s21

1s2 2s2 2p6 3s2 3p62

lebih tepat yang ke 2

4s2

3d2 4s2

3d22s2 2p6 3s2 3p6

Penulisan Konfigurasi Elektron

2. Menyingkat penulisan

konfigurasi

menggunakan

konfigurasi elektron

Gas Mulia

Unsur

Gol.

VIII A

Nomor

AtomKonfigurasi

He 2 1s2

Ne 10 1s2 2p6

Ar 18 [Ne] 3s2 3p6

Kr 36 [Ar] 4s2 4p6

Xe 54 [Kr] 5s2 5p6

Rn 86 [Xe] 6s2 6p6

Contoh :Na (Z=11)→ [Ne] 3s1

Ar (Z=18)→ 1s2 2s2 2p6 3s2

3p6

Sc (Z=22)→ [Ar] 3d2 4s2

Penulisan Konfigurasi Elektron

C. Kestabilan subkulit d yang terisi penuh atau

setengah penuh

menjadi

[Ar] 3d5 4s1

menjadi

[Ar] 3d10 4s1Lebih Stabil Lebih Stabil

• Untuk Penuh• Untuk setengah penuhContoh :Cr (Z=24)→ [Ar] 4s2 3d4

Contoh :Cu (Z=29) → [Ar] 4s2 3d9

Konfigurasi Elektron Ion

a. Ion tunggal yang bermuatan +x terbentuk dari atom netralnya dengan melepas x elektron→ e-kulit terluar

Contoh :

Al (Z=13) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

Al+3 : 1s2 2s2 2p6

b. Ion tunggal yang bermuatan -x terbentuk dari atom

netralnya dengan menyerap x elektron

Contoh :

Cl (Z=17) : [Ne] 3s2 3p5

Cl-1 : [Ne] 3s2 3p6