Struktur Atom dan Sistem Periodik

Struktur Atom dan
Sistem Periodik
Struktur Atom
Elektron
Inti Atom
Gelombang
Radiasi Elektromagnet
Model Bohr untuk atom Hidrogen
Teori Gelombang Elektron
Prinsip Ketidakpastian Heisenberg
Model Quantum Atom
Konfigurasi Elektron
Sistem Periodik
Penemuan Elektron
1807 Davy menduga bahwa gaya listriklah yang
membuat senyawa-senyawa saling berikatan
1833 Faraday menghubungkan massa atom dengan
energi listrik yang dibutuhkan untuk menghasilkan suatu
unsur selama percobaan elektrolisis
1891 Stoney mengajukan teori bahwa listrik dalam atom
terdapat dalam bentuk yang disebut elektron
1897 Thomson pertama kali mengukur sifat elektron
secara kuantitatif
Tabung Sinar Katoda
Penemuan elektron oleh Thomson berdasarkan hasil
percobaan menggunakan tabung sinar katoda.
Elektron dihasilkan ketikan suatu gas terionisasi
Gas yang terionisasi
Katoda
Anoda
Tonjolan kecil
Percobaan Thomson
Thomson mengamati bahwa posisi tonjolan kecil menjadi berubah
ketika medan listrik maupun medan magnet diterapkan pada tabung
sinar katoda
Thomson tak bisa menentukan massa maupun muatan elektron,
hanya bisa menentukan rasio massa terhadap muatan = 6 x 10-12
kg/C
Muatan Elektron
Percobaan Millikan menggunakan tetesan minyak yang
diberikan arus listrik menunjukkan bahwa tetesan
minyak memiliki muatan yang merupakan kelipatan dari
1,5924 x 10-19 C muatan elektron
Muatan elektron yang digunakan sekarang =
-1,6021773 x 10-19 C
Massa Elektron
Massa elektron dihitung dari hasil percobaan Thomson
dan Millikan, yaitu dari rasio massa elektron terhadap
muatan elektron (Thomson) dan muatan elektron
(Millikan):
Me = (rasio massa terhadap muatan) x (muatan)
= (6 x 10-12 kgC-1) (1,5924 x 10-19 C)
= 1 x 10-30 kg
Massa elektron yang digunakan sekarang adalah:
9,109390 x 10-31 kg = 5,485799 x 10-4 u
Penemuan Inti Atom
Pada tahun 1909 Rutherford membombardir lempengan
logam tipis dengan partikel alfa (ion helium).
Hasil percobaan menunjukkan bahwa sekitar 1 partikel
alfa dari 8000 partikel dibelokkan oleh lempeng logam.
Pembelokan ini menunjukkan keberadaan inti atom yang
kecil, kompak dan bermuatan positif.
Rutherford memperkirakan
muatan inti atom adalah sekitar
setengahnya dari massa atom.
Moseley yang bekerjasama
dengan Rutherford menemukan
hubungan langsung antara
nomor atom dengan akar
kuadrat dari frekuensi sinar X.
Kesimpulan: muatan inti atom
sama dengan elektron, hanya
berbeda tanda muatan saja
Nomor Atom
Penentuan Muatan Inti
(Frekuensi Sinar-X)1/2
Penemuan Neutron dan Proton
Pengukuran rasio massa terhadap muatan pada inti
atom dilakukan serupa dengan pengukuran terhadap
elektron ditemukan bahwa rasio ini bergantung pada
gas yang digunakan dalam percobaan Hidrogen
menghasilkan partikel yang massanya paling rendah
yang diasumsikan terdapat dalam setiap atom yang
disebut proton.
1932 Chadwick mengamati bahwa ketika berilium-9
ditembaki partikel alfa, ternyata partikel yang massanya
sama dengan proton tapi tanpa muatan dilepaskan,
inilah yang disebut neutron.
Gelombang
Beberapa definisi:
Panjang gelombang, λ: jarak yang ditempuh gelombang
untuk menyempurnakan satu siklus gelombang.
Amplitudo: setengah jarak vertikal dari batas atas dan
bawah suatu gelombang.
Frekuensi,ν: jumlah siklus yang dilalui oleh gelombang
setiap titik per detik.
Panjang Gelombang, λ
Amplitudo
Simpul
Radiasi Elektromagnet
Adalah suatu bentuk energi yang terdiri dari medan listrik yang
saling tegak lurus dengan medan magnet pada waktu yang sama
dan satu fasa dengan waktu.
Hubungan antara panjang gelombang dan frekuensi dalam
radiasi elektromagnet adalah:
ν
Radiasi Elektromagnet (EM)
Transmisi: EM akan melewati materi tanpa interaksi
Absorpsi: EM akan diserap oleh suatu atom, ion atau
molekul, sehingga akan berada pada keadaan energi
yang lebih tinggi
Emisi: pelepasan energi oleh suatu atom, ion atau
molekul sebagai cahaya, sehingga kembali ke tingkat
energi yang lebih rendah.
Sifat Partikel
Gelombang EM memiliki sifat
gelombang sekaligus sifat materi
sebagai partikel.
Efek fotolistrik: pertama kali
diamati oleh Hertz dan kemudian
dijelaskan oleh Einstein ketika
cahaya mengenai katoda yang
memiliki permukaan fotoemisif,
elektron dilepaskan. Elektron
terkumpul di anoda dan kemudian
diukur.
Studi mengenai efek fotolistrik
memperkuat sifat partikel
gelombang yang disebut partikel
foton.
Energi foton berbanding lurus
dengan frekuensi dan berbanding
terbalik dengan panjang
gelombang EM.
!!
%
"
&
' ' '
Katoda
Anoda
#$ (
Contoh Soal Energi Foton
Tentukan energi dalam kJ/mol foton cahaya biru-hijau
dengan panjang gelombang 486 nm
Jawab: Energi foton = hc/λ
Model Atom Bohr
Bohr mempelajari spekatrum yang dihasilkan ketika
atom-atom tereksitasi dalam suatu tabung gas
awamuatan.
Beliau mengamati ternyata tiap unsur menghasilkan
serangkaian garis-garis spektrum tersendiri.
Bohr menyimpulkan bahwa energi elektron terkuantisasi,
hanya merupakan tingkat-tingkat energi tertentu.
Dalam model atom Bohr, elektron
hanya dapat berada pada tingkat
energi tertentu (orbit). Tiap tingkat
energi disebut sebagai bilangan
kuantum utama, n.
Balmer kemudian menentukan suatu
hubungan empiris yang
menggambarkan garis sepektrum
pada atom hidrogen.
Spektrum-spektrum untuk atom
lainnya dapat digambarkan dengan
hubungan yang serupa.
Energi
Model Atom Bohr
Model Atom Bohr
Model atom Bohr digambarkan sebagai
sistem planet tata surya. Setiap
bilangan kuantum utama menunjukkan
orbit atau lapisan, dengan inti atom
berada pada pusatnya.
Model atom Bohr dapat menjelaskan
adanya garis-garis spektrum dan
digunakan untuk menentukan jari-jari
atom hidrogen.
Model atom Bohr tak dapat digunakan
untuk atom-atom selain hidrogen dan
tak dapat menjelaskan mengapa energi
terkuantisasi
Teori Gelombang Elektron
1924 De Broglie menyarankan bahwa elektron memiliki sifat
gelombang yang menyebabkan energinya terkuantisasi.
De Broglie menyimpulkan bahwa semua partikel memiliki
panjang gelombang sesuai persamaan:
)
%
&
' ' '
#$ (
"
*
!
+
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, maka elektron harus ditembaki
dengan foton dengan panjang gelombang pendek, sehingga
menghasilkan frekuensi tinggi dan energi yang tinggi.
Apabila foton mengenai elektron, maka akan menyebabkan gerakan
dan kecepatan elektron berubah.
Menurut Heisenberg, adalah tidak mungkin untuk dapat mengetahui
posisi dan kecepatan suatu objek secara bersamaan dengan tepat
dikembangkan hubungan:
Semakin kecil massa objek, ketidakpastian posisi dan kecepatannya
semakin besar.
Model Kuantum Atom
SchrÖdinger mengembangkan suatu persamaan untuk menggambarkan
perilaku dan energi elektron dalam atom.
Persamaan SchrÖdinger digunakan untuk menggambarkan gelombang EM
dan tiap elektron dapat digambarkan dalam kerangka bilangan kuantumnya.
Bilangan Kuantum Utama, n: menggambarkan tingkat energi yang dimiliki
elektron (orbital). Nilai n = 1, 2, 3, dst.
Bilangan Kuantum Azimuth,l: menggambarkan bentuk orbital yang ditempati
elektron. Nilai l = n-1. Misalnya, jika n = 1, maka l = 0. Nilai l = 0, memiliki
bentuk orbital s.
Bilangan Kuantum Magnet, ml: menggambarkan orientasi atau arah proyeksi
orbital dalam ruang 3 dimensi. Nilai ml = - l sampai +l (semua bilangan kecuali
0). Contoh: jika l = 2, maka ml = -2, - 1,0, 1,2.
Bilangan Kuantum Spin, s: menggambarkan arah pergerakan elektron relatif
terhadap medan magnet, searah atau berlawanan arah dengan jarum jam. Nilai
s = +1/2 dan -1/2.
Pauli membuat aturan bahwa elektron dalam suatu atom tidak boleh
memiliki bilangan kuantum yang sama (Prinsip Larangan Pauli).
Bilangan Kuantum
Dalam menyusun konfigurasi suatu elektron, maka susunan
keempat bilangan kuantum harus digunakan, mulai dari tingkat
energi yang rendah ke yang lebih tinggi (Aturan Aufbau), dan
pengisian elektron harus satu demi satu sebelum berpasangan
untuk kestabilan (Aturan Hund).
Lambang
Subkulit
Jumlah
Orbital
Bentuk Orbital
Orbital s
Orbital p: px, py, pz
Orbital d: dz2,dxy,dxz,dyz,dx2-y2
Orbital f
Konfigurasi Elektron
Energi
Untuk atom hidrogen, bilangan kuantum
utama menentukan energi orbitalnya.
Semua subtingkat memiliki
energi sama
Jika energi sebesar lebih dari
1312 kJ/mol ditambahkan,
elektron akan benar-benar
terlepas.
Konfigurasi Elektron
Konfigurasi elektron untuk unsur yang memiliki lebih dari
satu elektron lebih kompleks.
Muatan Inti Efektif. Elektron di kulit bagian dalam
bertindak sebagai pelindung elektron-elektron yang
terletak pada kulit lebih luar dari interaksi muatan
positif inti atom.
Beberapa orbital mengalami penetrasi pada inti atom
melebihi yang lain: s > p > d > f. Akibatnya terdapat
tingkat energi berbeda untuk subtingkat energi
berbeda dari masing-masing bilangan kuantum utama
tertentu.
Energi
Konfigurasi Elektron
Prinsip Aufbau
Untuk setiap atom, perlu diketahui bahwa jumlah
elektron suatu atom netral sama dengan nomor
atomnya.
Pengisian orbital oleh elektron dimulai dari tingkat energi
lebih rendah ke yang lebih tinggi.
Jika terdapat dua atau lebih orbital berada pada tingkat
energi yang sama akan mengalami penurunan tingkat
energi.
Jangan memasangkan elektron dulu sebelum pada
subtingkat energi tertentu terisi penuh.
Energi
Contoh penerapan Prinsip Aufbau
Aturan Hund
Ketika mengisi elektron pada orbital-orbital yang tingkat
energinya sama, isilah elektron satu per satu terlebih
dahulu.
Adanya elektron-elektron yang tak berpasangan dapat
diuji keberadaannya karena dapat bereaksi sebagai
elektromagnet:
Paramagnetik – elektron-elektron akan tertarik pada
medan magnet yang menunjukkan keberadaan
elektron tak berpasangan.
Diamagnetik – elektron-elektron tertolak keluar oleh
medan magnet yang menunjukkan semua elektron
telah berpasangan.
Cara Pengisian
Elektron
Sistem Periodik Unsur
Klasifikasi berdasarkan Subtingkat Energi
Sistem Periodik Unsur
Cara pengisisan konfigurasi elektron energi dasar suatu
unsur :
Mulai dengan hidrogen, susunlah unsur-unsur
dengan urutan kenaikan nomor atom.
Sepanjang satu perioda:
Tambahkan elektron ke dalam orbital ns ketika
berpindah dari golongan IA (1) ke IIA (2).
Tambahkan elektron ke dalam orbital np ketika
berpindah dari golongan III A (3) sampai 0 (18).
Tambahkan elektron ke dalam orbital (n-1) d ketika
berpindah dari golongan IIIB (3) ke II B (12) dan
tambahkan elektron ke dalam orbital (n-2) f ketika
menyusuri blok-f
Penulisan Konfigurasi Elektron
Contoh
Format Inti
Penulisan Konfigurasi Elektron
Konfigurasi elektron dapat dituliskan untuk ion-ion:
Mulailah dengan menuliskan konfigurasi elektron
untuk atom pada keadaan dasar.
Untuk kation, hilangkan sejumlah elektron dari kulit
terluar sebanyak muatan kationnya. Contoh Ba2+,
konfigurasi elektron Ba: [Xe] 6s2 menjadi Ba2+: [Xe]
atau [Kr]3d10 4s2 4p6
Untuk anion, tambahkan sejumlah elektron ke kulit
terluar sebanyak muatan anion. Contoh: Cl−,
konfigurasi elektron Cl: [Ne] 3s2 3p5 menjadi Cl−: [Ne]
3s2 3p6 atau [Ar]
Keperiodikan
Keperiodikan dalam sifat-sifat fisika dan kimia dapat
dijelaskan dengan konfigurasi elektron.
Beberapa contoh penting yang menunjukkan
keperiodikan sifar-sifat fisika dan kimia unsur adalah
mencakup:
Jari-jari atom
Jari-jari ion (kation dan anion)
Energi ionisasi pertama
Afinitas elektron
Jari-jari (pm)
Jari-jari Atom
Nomor Atom
(Gas Mulia tak termasuk)
Jari-jari Atom untuk
Unsur Golongan Utama
Jari-jari Atom Unsur Golongan Utama
Jari-jari atom semakin besar dari atas ke bawah dalam
satu golongan unsur karena terdapat kulit baru yang
bertambah.
Jari-jari atom semakin kecil dari kiri ke kanan dalam satu
perioda karena inti atom mengandung proton yang lebih
banyak sehingga muatan positif yang besar semakin
menarik elektron lebih kuat dan ukuran atom mengecil.
Jari-jari Ion (pm)
Jari-jari Ion
Kation:
Jari-jari kation lebih kecil daripada atom netralnya.
Untuk unsur golongan utama, elektron pada kulit terluar
terlepas. Ion bermuatan positif dapat juga mengikat
elektron yang tersisa lebih kuat ke inti atom sehingga
ukuran kation lebih kecil.
Anion:
Jari-jari anion lebih besar daripada atom netralnya.
Penambahan elektron akan meningkatkan gaya tolak antara
elektron sehingga ion membutuhkan waktu yang lebih lama
untuk mengikat elektron pada kulit yang sama menimbulkan
‘pengembangan’ kulit terluar. Akibatnya inti atom lebih sulit
menarik elektron-elektron dan jari-jari anion menjadi lebih
besar.
Konfigurasi Isoelektron
Isoelektron: spesi yang memiliki konfigurasi elektron
yang sama.
Contoh: Setiap spesi berikut memiliki konfigurasi
elektron yang sama, yaitu 1s2 2s2 2p6:
O2− F−
Ne
Na+ Mg2+ Al3+
Energi Ionisasi
Energi Ionisasi Pertama: energi yang dibutuhkan untuk
melepaskan satu elektron dari suatu atom netral dalam
fasa gas.
A(g) + Energi Ionisasi Pertama → A+(g) + e−
Hal ini menunjukkan kemudahan untuk membentuk
suatu kation. Semakin kecil energi ionisasi, semakin
mudah membentuk kation.
Logam cenderung memiliki energi ionisasi pertama
lebih rendah daripada nonlogam sehingga
cenderung untuk membentuk kation.
Energi Ionisasi Pertama (kJ/mol)
Energi Ionisasi Pertama
Nomor Atom
Energi Ionisasi Pertama
Energi yang dibutuhkan untuk melepaskan satu
e− dari suatu atom netral dalam fasa gas
Afinitas Elektron
Afinitas elektron: suatu ukuran kecenderungan suatu
atom untuk menarik elektron dalam fasa gas.
A(g) + e− → A−(g) + energi panas
Afinitas elektron merupakan fungsi periodik tak
beraturan dari nomor atom. Secara umum, afinitas
aelektron semakin meningkat dari kiri ke kanan dalam
satu perioda.
Gas mulia tidak termasuk karena tidak memiliki
kecenderungan atau kecil kecenderungannya untuk
menarik elektron.
Afinitas Elektron (kJ/mol)
Afinitas Elektron
Nomor Atom
Afinitas Elektron
Energi yang dilepaskan ketika suatu atom menangkap e−
Sifat Kimia dan Tabel Periodik
Konfigurasi elektron membantu kita memahami
perubahan jari-jari atom, energi ionisasi dan afinitas
elektron.
Beberapa kecenderungan dalam kereaktifan yang dapat
teramati:
Logam-logam golongan utama menjadi lebih reaktif dari atas ke
bawah dalam satu golongan.
Kereaktifan unsur-unsur nonlogam berkurang dari atas ke
bawah dalam satu golongan.
Logam-logam transisi menjadi kurang reaktif dari atas ke bawah
dalam satu golongan.
Hidrogen
Hidrogen adalah unsur non logam pada kondisi normal.
Dapat melepaskan satu elektron membentuk H+, dan
dapat juga menarik elektrok membentuk H−.
> 200 oC
2Na(l) + H2(g) →
2NaH(s)
Hidrogen biasanya ditempatkan dalam tabel periodik
pada golongan IA (1) atau diantara golongan IA(1) dan
VIIA (17) atau tidak di golongan manapun.
Gas Mulia
Setiap gas mulia memiliki elektron-elektron yang terisi
pada subtingkat energi s dan p, kecuali helium (hanya s)
Semua gas mulia sangat tak reaktif
Sejumlah terbatas senyawa gas mulia telah dapat dibuat
menggunakan unsur Xenon dan Kripton.
> 250 oC
Xe(g) + F2(g)
→
XeF2(g)
Logam Alkali
Golongan logam IA (1) semuanya memiliki konfigurasi
elektron terluar ns1.
Cenderung melepaskan satu elektron membentuk ion 1+
dan dijadikan dasar bagi hampir semua reaksi yang
melibatkan logam alkali.
M → M+ + e−
Kereaktifan unsur-unsur logam alkali bertambah dari
atas ke bawah dalam satu golongan
Logam Alkali Tanah
Golongan logam alkali tanah, golongan IIA (2) tidak sereaktif logam
alkali.
Unsur-unsur logam alkali tanah harus melepaskan dua elektron
terluarnya untuk mencapai konfigurasi gas mulia. Energi ionisasi
semakin kecil dari atas ke bawah dalam satu golongan, berarti
semakin mudah melepaskan elektron.
M → M2+ + 2e−
Kereaktifan bertambah dari atas ke bawah dalam satu golongan
Energi ionisasi logam alkali tanah relatif lebih tinggi dibandingkan
energi ionisai unsur gologan alkali dan golongan IIIA (3)
dikarenakan efek terisi penuhnya orbital elektron terluar pada unsur
alkali tanah, dibandingkan logam alkali dan golongan IIIA(3).
Halogen
Sifat umum unsur-unsur golongan VIIA (17) adalah semuanya
nonlogam.
Semua halogen hanya membutuhkan satu elektron saja untuk
memenuhi konfigurasi gas mulia
Ketika bereaksi dengan logam, unsur-unsur gas mulia membentuk
ion 1 –, membentuk ikatan ion.
2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s)
Ketika bereaksi dengan unsur nonlogam lainnya, akan saling
berbagi elektron, membentuk ikatan kovalen.
O2(g) + 2F2(g) → 2OF2(g)
Unsur diatomiknya bervariasi wujudnya pada kondisi standar (1 atm,
25 oC): gas (F2 dan Cl2); cair (Br2); padat (I2).
Cara-cara Penomoran Golongan
Terdapat beberapa metode yang digunakan untuk
menomori golongan pada tabel periodik:
Metode yang digunakan para kimiawan Amerika (American
Chemical Society, ACS)
Sistem IUPAC lama
Sistem IUPAC yang berlaku saat ini.
Para kimiawan di Amerika (American Chemical Society,
ACS) juga mengadopsi sistem yang digunakan IUPAC
Sistem Penomoran untuk Tabel Periodik
IUPAC lama
IUPAC dan ACS sekarang
Sistem AS