Struktur Atom dan Sifat SPU

STRUKTUR ATOM DAN SIFAT PERIODIK UNSUR

Bagaimana partikel-partikel penyusun atom  (proton, netron, dan elektron) berada di dalam atom digambarkan dengan struktur atom. Kedudukan elektron di sekitar inti atom atau konfigurasi elektron di sekitar inti atom berpengaruh terhadap sifat  fisis dan kimia atom yang bersangkutan.

Model atom Ernest Rutherford (1871-1937) tahun 1911 yang menyatakan bahwa atom terdiri dari inti kecil yang bermuatan positif (tempat konsentrasi seluruh massa atom) dan dikelilingi oleh elektron pada permukaannya. Namun teori ini tidak dapat menerangkan kestabilan atom. Sewaktu mengelilingi proton, elektron mengalami percepatan sentripetal akibat pengaruh gaya sentripetal (Gaya Coulomb). Menurut teori mekanika klasik dari Maxwell, yang menyatakan bahwa partikel bermuatan bergerak maka akan memancarkan energi. Maka menurut Maxwell bila elektron bergerak mengelilingi inti juga akan memancarkan energi. Pemancaran energi ini menyebabkan elektron kehilangan energinya, sehingga lintasannya berbentuk spiral  dengan jari-jari yang mengecil, laju elektron semakin lambat dan akhirnya dapat tertarik ke inti atom. Jika hal ini terjadi maka atom akan musnah, akan tetapi pada kenyataannya atom stabil.

Maka pada tahun 1913, Niels Bohr menggunakan teori kuantum untuk menjelaskan spektrum unsur. Berdasarkan pengamatan, unsur-unsur dapat memancarkan spektrum garis dan tiap unsur mempunyai spektrum yang khas. Menurut Bohr,

•        Spektrum garis menunjukkan elektron dalam atom hanya dapat beredar pada lintasan-lintasan dengan tingkat energi tertentu. Pada lintasannya elektron dapat beredar tanpa pemancaran atau penyerapan energi. Oleh karena itu, energi elektron tidak berubah sehingga lintasannya tetap.

•        Elektron dapat berpindah dari satu lintasan ke lintasan lain disertai pemancaran atau penyerapan sejumlah energi yang harganya sama dengan selisih kedua tingkat energi tersebut.

Keterangan :

∆E = Energi yang menyertai perpindahan elektron

E_f = Tingkat energi akhir

E_i = Tingkat energi awal

Namun teori Bohr ini memiliki kelemahan, yaitu:

• Bohr hanya dapat menjelaskan spektrum gas hidrogen, tidak dapat menjelaskan spektrum dari unsur yang jumlah elektronnya lebih dari satu.

• Tidak dapat menjelaskan adanya garis-garis halus pada spektrum gas hidrogen.

Kelemahan dari model atom Bohr dapat dijelaskan oleh Louis Victor de Broglie

pada tahun 1924 dengan teori dualisme partikel gelombang. Menurut de Broglie, pada kondisi tertentu, materi yang bergerak memiliki ciri-ciri gelombang.

Hipotesis tersebut terbukti benar dengan ditemukannya sifat gelombang dari  elektron. Elektron mempunyai sifat difraksi, maka lintasan elektron yang dikemukakan Bohr tidak dibenarkan. Gelombang tidak bergerak melalui suatu garis, melainkan menyebar pada daerah tertentu.

Pada tahun 1927, Werner Heisenberg mengemukakan bahwa posisi atau lokasi suatu elektron dalam atom tidak dapat ditentukan dengan pasti. Yang dapat ditentukan adalah hanya kemungkinan (kebolehjadian) menemukan elektron pada suatu titik pada jarak tertentu dari intinya.

1.  Model atom mekanika gelombang

Hipotesis Louis de Broglie dan azas ketidakpastian dari Heisenberg merupakan dasar dari model Mekanika Kuantum (Gelombang) yang dikemukakan oleh Erwin Schrodinger pada tahun1927, mengajukan konsep orbital untuk menyatakan kedudukan elektron dalam atom. Orbital menyatakan suatu daerah dimana elektron paling mungkin (peluang terbesar) untuk ditemukan.

Persamaan gelombang ( ᵠ = psi) dari Erwin Schrodinger menghasilkan tiga bilangan gelombang (bilangan kuantum) untuk menyatakan kedudukan (tingkat energi, bentuk, serta orientasi) suatu orbital, yaitu:

a.  Bilangan kuantum utama (n)

Menentukan besarnya tingkat energi suatu elektron yang mencirikan ukuran orbital (menyatakan tingkat energi utama atau kulit atom). Bilangan kuantum utama memiliki harga mulai dari 1, 2, 3, 4,….dst (bilangan bulat positif). Biasanya dinyatakan dengan lambang, misalnya K(n=1), L(n=2), dst.

Orbital–orbital dengan bilangan kuantum utama berbeda, mempunyai tingkat energi yang berbeda. Makin besar bilangan kuantum utama, kulit makin jauh dari inti, dan makin besar pula energinya.

b.  Bilangan kuantum azimut (l )

Menyatakan subkulit tempat elektron berada. Nilai bilangan kuantum ini menentukan bentuk ruang orbital dan  besarnya momentum sudut elektron. Nilai untuk bilangan kuantum azimuth dikaitkan dengan bilangan kuantum utama. Bilangan kuantum azimuth mempunyai harga dari nol sampai (n – 1) untuk setiap n. Setiap subkulit diberi lambang berdasarkan harga bilangan kuantum l.

l   = 0 ,  lambang s (sharp)

l   = 1,  lambang p (principal)

 l   = 2,  lambang d (diffuse)

 l   = 3, lambang f (fundamental)

(Lambang s, p, d, dan f diambil dari nama spektrum yang dihasilkan oleh logam alkali dari Li sampai dengan Cs).

Tabel 1.1

 

Subkulit-subkulit yang diijinkan pada kulit K sampai N

c. Bilangan kuantum magnetik (ml)

Menyatakan orbital khusus mana yang ditempati elektron pada suatu subkulit. Selain itu juga dapat menyatakan orientasi khusus dari orbital itu dalam ruang relatif terhadap inti. Nilai bilangan kuantum magnetik bergantung pada bilangan kuantum azimuth, yaitu bilangan bulat dari –l  sampai  +l.

Contoh:

l = 0, maka nilai m = 0 berarti hanya terdapat 1 orbital

l = 1, maka nilai m = –1, 0, +1, berarti terdapat 3 orbital

d. Bilangan kuantum spin (ms atau s)

Bilangan kuantum spin terlepas dari pengaruh momentum sudut. Hal ini berarti bilangan kuantum spin tidak berhubungan secara langsung dengan tiga bilangan kuantum yang lain. Bilangan kuantum spin bukan merupakan penyelesaian dari persamaan gelombang, tetapi didasarkan pada pengamatan Otto Stern dan Walter Gerlach terhadap spektrum yang dilewatkan pada medan magnet, ternyata terdapat dua spektrum yang terpisah dengan kerapatan yang sama. Terjadinya pemisahan garis spektrum oleh medan magnet dimungkinkan karena elektron-elektron tersebut selama mengelilingi inti berputar pada sumbunya dengan arah yang berbeda. Berdasarkan hal ini diusulkan adanya bilangan kuantum spin untuk menandai arah putaran (spin) elektron pada sumbunya.

Hanya ada dua kemungkinan arah rotasi elektron, yaitu searah jarum jam dan berlawanan jarum jam, maka probabilitas elektron berputar searah jarum jam adalah  dan berlawanan jarum jam  . Untuk membedakan arah putarnya maka diberi tanda positif (+1/2 ) dan negatif (–1/2 ). Oleh karena itu dapat dimengerti bahwa satu orbital hanya dapat ditempati maksimum dua elektron.

 

2.  Bentuk dan orientasi orbital

Setiap orbital mempunyai ukuran, bentuk, dan arah orientasi ruang yang ditentukan oleh bilangan kuantum n, l, ml. orbital-orbital bergabung membentuk suatu subkulit, kemudian  subkulit bergabung membentuk kulit dan tingkat energi.

a. Orbital s

Orbital yang paling sederhana. Subkulit s tersusun dari sebuah orbital dengan bilangan kuantum l = 0 dan mempunyai ukuran yang berbeda tergantung harga bilangan kuantum n. Probabilitas (kebolehjadian)untuk menemukan elektron pada orbital s adalah sama untuk ke segala arah, maka bentuk ruang orbital s seperti bola.

 

b. Orbital p

Orbital p tersusun dari tiga orbital dengan bilangan kuantum l = 1. Ketiga orbital p tersebut adalah px, py, pz. dengan bentuk ruang orbital p seperti dumbbell dengan probabilitas untuk menemukan elektron semakin kecil bila mendekati inti.

 

c. Orbital d

Subkulit d tersusun dari lima orbital yang mempunyai bilangan kuantum l = 2.  Arah orientasi dari orbital d dapat dibedakan menjadi dua kelompok yaitu:

–        mempunyai orientasi di antara sumbu, terdiri dari tiga orbital, yaitu dxy, dxz, dan  dyz.

–        mempunyai orientasi pada sumbu, terdiri dari 2 orbital, yaitu: dx2

–        y2, dan dz2.

 

 

3.  Konfigurasi elektron

Konfigurasi elektron menggambarkan penataan/susunan elektron dalam atom.

a. Aturan Aufbau (membangun)

Pengisian orbital dimulai dari tingkat energi yang rendah ke tingkat energi yang tinggi. Elektron mempunyai kecenderungan akan menempati dulu subkulit yang energinya rendah. Besarnya tingkat energi dari suatu subkulit dapat diketahui dari bilangan kuantum utama (n) dan bilangan kuantum azimuth ( l ) dari orbital tersebut.

Orbital dengan harga (n + l) lebih besar mempunyai tingkat energi yang lebih besar. Jika harga (n + l) sama, maka orbital yang harga n-nya lebih besar mempunyai tingkat energi yang lebih besar. Urutan energi dari yang paling rendah ke yang paling tinggi adalah sebagai  berikut:

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d ....

b. Larangan Pauli (Eksklusi Pauli)

Tidak boleh terdapat dua elektron dalam satu atom dengan empat bilangan kuantum yang sama. Orbital yang sama akan mempunyai bilangan kuantum n, l, ml yang sama. Yang dapat membedakan hanya bilangan kuantum spin (s). Dengan  demikian, setiap orbital hanya dapat berisi 2 elektron dengan spin (arah putar) yang  berlawanan.

Jadi, satu orbital dapat ditempati maksimum oleh dua elektron, karena jika  elektron ketiga dimasukkan maka akan memiliki spin yang sama dengan salah satu elektron sebelumnya.

Maka jumlah elektron pada setiap subkulit sama dengan dua kali jumlah orbitalnya.

Contoh:

Subkulit s (1 orbital) maksimum 2 elektron

Subkulit p (3 orbital) maksimum 6 elektron

Jumlah maksimum elektron pada kulit ke-n = 2n²

Contoh:

Jumlah maksimum elektron pada kulit L (n = 2) = 2 (22) = 8

c. Aturan Hund

Pada pengisian orbital-orbital dengan energi yang sama, mula-mula elektron  menempati orbital sendiri-sendiri dengan spin yang paralel, baru kemudian berpasangan.

Contoh:

₇N :  [ He ] 2s² 2p³

Diagram orbitalnya:

Konfigurasi elektron dari gas mulia dapat dipergunakan untuk menyingkat konfigurasi elektron dari atom-atom yang mempunyai jumlah elektron (bernomor atom) besar. Berikut contoh peyingkatan konfigurasi elektron :

₁₉K   :  1s²   2s²   2p⁶   3s²    3p⁶    4s¹   disingkat menjadi: [Ar]  4s¹

1) Penyimpangan dari aturan umum

Terdapat beberapa atom yang konfigurasi elektronnya menyimpang dari aturan-aturan umum di atas, seperti:

₂₄Cr : [Ar] 4s²    3d⁴   kurang stabil, maka berubah menjadi [Ar] 4s¹   3d⁵

₂₉Cu  : [Ar] 4s²  3d⁹  kurang stabil, maka berubah menjadi [Ar]  4s²   3d¹⁰

₄₆Pd  : [Ar] 5s²  4d⁸  kurang stabil, maka berubah menjadi [Ar]  4d¹⁰

Penyimpangan ini terjadi karena adanya perbedaan tingkat energi yang sangat kecil antara subkulit 3d dan 4s serta antara 4d dan 5s pada masing-masing atom tersebut. Pengisian orbital penuh atau setengah penuh relatif lebih stabil.

2) Cara penulisan urutan subkulit :

Contoh: Ada dua cara menuliskan konfigurasi elektron Magnesium

1) ₂₅Mg :  1s²   2s²   2p⁶   3s²    3p⁶    4s²    3d⁵

2) ₂₅Mg :  1s²   2s²   2p⁶   3s²    3p⁶    3d⁵    4s²

Menurut cara 

• Subkulit-subkulit ditulis sesuai  dengan urutan tingkat energinya; sedangkan pada cara 
• Subkulit-subkulit dari kulit yang sama dikumpulkan. Pada dasarnya kedua cara di atas sesuai dengan aturan Aufbau (dalam prioritas pengisian orbital, yaitu dimulai dari tingkat energi rendah ke tingkat energi yang lebih tinggi), hanya berbeda dalam hal penulisannya saja.

Anda sedang membaca artikel tentang Struktur Atom dan Sifat SPU dan anda bisa menemukan artikel Struktur Atom dan Sifat SPU ini dengan url https://moslem-chemist.blogspot.com/2013/01/struktur-atom-dan-sifat-spu.html,anda boleh menyebar luaskannya atau mengcopy paste-nya jika artikel Struktur Atom dan Sifat SPU ini sangat bermanfaat bagi teman-teman anda,namun jangan lupa untuk meletakkan link Struktur Atom dan Sifat SPU sumbernya.

ARTIKEL TERKAIT: