Struktur Atom dan Sistem Periodik

Standar

Sejarah keberadaan electron dalam atom

  1.   Teori Kuantum
Ø  Dikemukakan oleh Max Planck tahun 1900
Ø  Hipotesis : atom-atom dan molekul dapat memancarkan / menyerap energy hanya dalam jumlah tertentu (kuota tertentu)
Ø  Kuantum : jumlah / paket energy terkecil yang dipencarkan / diserap oleh atom / molekul dalam bentuk radiasi elektromagnetik
Ø  Jumlah satu kuantum energy :
E = h v      atau          x = _h_            atau      x  = _h_
                                       m c                                         m v
E = energy (J)                                                            m = massa
h = konstanta Planck (6,626 x 10-34 J det)      x  = panjang gelombang
v = frekuensi radiasi (det-1)                                c   = kecepatan cahaya 3 x 108 m/s
Ø  Teori kuantum adalah teori yang didasarkan pada pernyataan bahwa energi berada dalam satuan yang sangat kecil, yang nilainya tertentu yang disebut kuanta. Jika terjadi pengalihan energi, seluruh kuantum terlibat.
Ø  Foton adalah “partikel” cahaya. Energi dari seberkas sinar terpusatkan dalam foton
Ø  Fotolistrik adalah listrik yang diinduksi oleh cahaya (foton).
Ø  Spektrum atom (spektrum garis) adalah spektrum yang dihasilkan oleh sinar yang dipancarkan oleh atom yang tereksitasi. Spektrum ini hanya mempunyai sederet garis (warna) dengan panjang gelombang tertentu.
        2.  Teori atom Bohr
Ø  Electron hanya dapat berada pada tingkat energy tertentu
Ø  Dalam keadaan normal, electron menempati tingkatan energy terendah
Ø  Electron dapat berpindah dari satu kulit ke kulit yang lain disertai penyerapan / pemancaran energy
        3. Dualisme Pertikel – Gelombang
Oleh Louis de Broglie
Cahaya dan partikel-partikel kecil dapat bersifat sebagai benda yang tersusun atas partikel dan gelombang
Gelombang bergerak tidak menurut garis, melainkan menyebar melalui suatu daerah tertentu
       4.     Ketidakpastian Heisenberg
Gerakan lintasan electron besarta kedudukannya tidak dapat diketahui dengan tepat
           5.  Teori Mekanika Kuantum
Oleh Erwin Schrodinger
Electron dapat dianggap sebagai gelombang materi yang gerakannya sama dengan gerakan gelombang
Daerah dalam ruang yang mempunyai kebolehjadian ditempati electron disebut orbital atom
ü  Bilangan kuantum adalah bilangan bulat yang nilainya harus ditentukan untuk dapat memecahkan persamaan mekanika gelombang, yang dimulai dari kulit K, L, M, dst.
ü  4 macam bilangan kuantum :
§  Bilangan kuantum utama (n)
§  Menyatakan nomor kulit / tingkat energy electron
§  Electron pada kulit ke-1, memiliki harga n = 1 (kulit K)
§  Electron pada kulit ke-2, memiliki harga n = 2 (kulit L)
§  Electron pada kulit ke-3, memiliki harga n = 3 (kulit M)
§  Electron pada kulit ke-4, memiliki harga n = 4 (kulit N)
§  Semakin jauh letak kulit dengan inti atom, energinya semakin tinggi
§  Bilangan kuantum azimuth (l)
§  Menyatakan subkulit atom / subtingkat energy electron
§  Memiliki harga dari 0 sampai n-1
§  Subkulit l = 0 à orbital s (sharp), garis spectrum yang paling terang
§  Subkulit l = 1 à orbital p (prinsipal), garis spectrum yang terang kedua
§  Subkulit l = 2 à orbital d (diffuse), garis spectrum kabur
§  Subkulit l = 3 à orbital f (fundamental), garis spectrum dari warna yang bersangkutan
§  Notasi s, p, d, dan f pada subkulit didasari garis spectrum yang muncul pada spektroskop
§  Bilangan kuantum magnetic (m)
§  Menyatakan orientasi orbital di sekitar inti atom
§  Dapat bernilai positif, nol, maupun negatif bilangan kuantum azimuth
Harga l
Subkulit
Harga m
Jumlah orbital
0
s
0
1
1
p
-1,0,+1
3
2
d
-2,-1,0,+1,+2
5
3
f
-3,-2,-1,0,+1,+2,+3
7
§  Bilangan kuantum spin (s)
§  Menyatakan rotasi electron pada sumbunya selain berevolusi mengelilingi inti atom
§  Mempunyai 2 harga, yaitu:
·         +1/2 (dinyatakan dengan anak panah ke atas)
·         -1/2 (dinyatakan dengan anak panah ke bawah)
ü  Bentuk orbital
§  Orbital s
§  Orbital s berbentuk bola simetris
§  Semakin besar harga bilangan kuantum utama, semakin besar ukuran orbital atomnya
§  Orbital p
§  Rapatan electron orbital p terdistribusi pada bagian yang berlawanan dengan inti atom
§  Inti atom terletak pada bagian simpul dengan kerapatan elektronnya adalah nol
§  Orbital p berbentuk balon terpilin
§  Memiliki 3 orbital, yaitu px, py, dan pz
§  Orbital d
§  Orbital d berbentuk balon terpilin
§  Memiliki 5 orbital, yaitu dxy, dxz, dyz, dx2-y2, dz2
ü  Konfigurasi electron = penyebaran electron dalam orbital-orbital kulit utama dan subkuklit atom.
Ada 3 prinsip :
§  Prinsip Aufbau
Penngisian electron dimulai dari tingkat energy rendah ke tinggi
§  Asas Larangan Pauli
Tidak ada 2 elektron yang mempunyai keempat bilangan kuantum yang sama
§  Aturan Hund
Pada orbital dengan energy yang sama, sebelum berpasangan mula-mula electron akan menempati orbital sendiri-sendiri
ü  Cara penulisan konfigurasi electron :
§  Berdasarkan urutan subkulit
§  Sesuai tingkat energinya
Contoh : 1s2, 2s2,2p6, 3s2,3p6, 4s2,3d10,4p6, 5s2,4d10,5p6, 6s2,4f14,5d10,6p6
§  Sesuai kulit yang sama
Contoh : 1s2, 2s2,2p6, 3s2,3p6,3d10, 4s2,4p6,4d10,4f14, 5s2,5p6,5d10, 6s2,6p6
§  Penyingkatan dengan gas mulia
Contoh : 15P = 1s2, 2s2,2p6, 3s2,3p3 ; disingkat (Ne) 3s2,3p3
§  Orbital penuh dan setengah penuh
Unsur lebih stabil apabila orbital atom terisi setengah penuh atau tepat penuh
Contoh : 24 Cr = (Ar) 4s1 3d5
§  Electron valensi = electron yang dapat digunakan dalam pembentukan ikatan kimia
Contoh : electron valensi 24 Cr = 1 + 5 = 6
§  Konfigurasi electron ion
§  Membentuk kation
Contoh : 26Fe = (Ar) 3d6, 4s2
                Fe2+ = (Ar) 3d6
                Fe3+ = (Ar) 3d5
§  Membentuk anion
Contoh : 17Cl = (Ar) 3s2, 3p5
                  Fe = (Ar) 3s2, 3p6
ü  4 blok dalam TPU (tempat periodik unsur)
§  Blok s
§  Ditempati golongan IA, IIA, dan He
§  Merupakan logam aktif, kecuali Hidrogen (nonLogam) dan Helium (gas mulia)
§  Blok p
§  Ditempati golongan IIIA sampai VIIIA
§  Terdiri dari logam, nonlogam, dan metalloid, disebut juga unsur wakil (representative elements)
§  Blok d
§  Ditempati golongan transisi (B)
§  Merupakan unsur logam
§  Blok f
§  Ditempati golongan transisi dalam
§  Jika n = 6, disebut lantanida, jika n = 7, disebut aktinida
§  Semua periode 7 aktinida bersifat radioaktif
ü  Sejarah system periodik
§  Berdasarkan Logam dan nonLogam
§  Hukum Triade Dobereiner (kelompok 3 unsur berdasarkan kemiripan sifat)
§  Hukum Oktaf Newlands (unsur yang bersalisih 1 oktaf ada kemiripan sifat)
§  Hukum Mendeleyev (berdasarkan massa atom relatif)
§  Tabel Periodik Modern (G. J. Moseley)
Berdasarkan kenaikan nomor atom dan kemiripan sifat
Golongan (lajur vertical) disusun menurut kemiripan sifat
Nomor golongan: jumlah electron valensi (sisa electron)
Periode (lajur horizontal) disusun menurut kenaikan nomor atom
Nomor periode : jumlah kulit
Lajur Horizontal (Periode) terdiri atas 7 periode
Lajur vertical (golongan) ditulis dengan angka Romawi terdiri atas 18 golongan.
§  Golongan A (Golongan Utama)
Subkulit terakhirnya (s) atau (s + p)
o   IA : Alkali              IIA : Alkali Tanah        IIIA : Aluminium        IVA : Karbon
o   VA : Nitrogen       VIA : Kalkogen           VIIA : Halogen            VIIIA : Gas Mulia
§  Golongan Transisi/Golongan Tambahan (Golongan B), terbagi atas:
o   Golongan Transisi (Gol. B), yaitu : IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB, IB, dan IIB.
Subkulit terakhirnya (d)
o   Golongan Transisi Dalam, ada dua deret yaitu :
Deret Lantanida (unsur dalam deret ini mempunyai kemiripan sifat dengan 57La)
Deret Aktinida (unsur dalam deret ini mempunyai kemiripan sifat dengan 89Ac)
Subkulit terakhirnya (f)
o   Golongan B terletak di antara Golongan IIA dan IIIA.

Tinggalkan Balasan

Isikan data di bawah atau klik salah satu ikon untuk log in:

Logo WordPress.com

You are commenting using your WordPress.com account. Logout / Ubah )

Gambar Twitter

You are commenting using your Twitter account. Logout / Ubah )

Foto Facebook

You are commenting using your Facebook account. Logout / Ubah )

Foto Google+

You are commenting using your Google+ account. Logout / Ubah )

Connecting to %s