Bahan Belajar Kelas X
SISTEM PERIODIK UNSUR-UNSUR
DAN STRUKTUR ATOM
3.1. PERKEMBANGAN SISTEM PERIODIK
Atom mempunyai massa yang amat kecil. Metode penentuan massa atom relatif dikemukakan oleh Berzelius (1814) dari Swedia dan P. Dulong dan A. Petit (1819), keduanya dari Perancis. Berzelius maupun Dulong dan Petit menentukan massa atom relatif berdasarkan kalor jenis unsur. Massa atom relatif merupakan sifat penting unsur dan merupakan sifat spesifik, karena setiap unsur mempunyai massa atom relatif tertentu yang berbeda dari unsur lainnya.
3.1.1. Triade Dobereiner
Pada tahun 1829, Johan Wolfgang Dobereiner, seorang professor kimia di Jerman, mengemukakan bahwa massa atom relatif Strontium sangat dekat dengan massa rata-rata dari dua unsur lain yang mirip dengan Strontium, yaitu Kalsium dan Barium. Dobereiner juga menemukan beberapa kelompok unsur lain seperti itu. Oleh karena itu, Dobereiner mengambil kesimpulan bahwa unsur-unsur dapat dikelompokkan ke dalam kelompok-kelompok tiga.unsur yang disebutnya Triade. Namun sayang, Dobereiner tidak berhasil menunjukkan cukup banyak triade sehingga aturan tersebut bermanfaat. Meskipun gagasan Dobereiner tidak begitu berhasil, namun hal tersebut merupakan upaya pertama dalam penggolongan unsur.
Contoh Teori Dobereiner :
TRIADE Ar Rata-rata Ar Unsur Pertama dan Ketiga
Kalsium 40 (40 +137)
------------- = 88,5
2
Stronsium 88
Barium 137
3.1.2. HUKUM OKTAF NEWLANDS
Pada tahun 1864 seorang ahli kimia dari Inggris bemama A.R. Newlands mengumumkan penemuannya yang disebut Hukum Oktaf. Newlands menyusun unsur-unsur berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya. Temyata unsur berselisih 1 oktaf (unsur ke-1 dan ke-8, unsur ke-2 dan ke-9, dan seterusnya) menunjukkan kemiripan sifat. Daftar unsur yang disusun oleh Newland berdasarkan hukum oktaf adalah sebagai berikut :
1.H 2.Li 3.Be 4.B 5.C 6.N 7.O
8.F 9.Na 10.Mg 11.Al 12.Si 13.P 14.S
15.D 16.K 17.Ca 18.Ti 19.Cr 20.Mn 21.Fe
22.Co&Ni 23.Cu 24.Zn 25.Y 26.In 27.As 28.Se
Hukum oktaf Newlands temyata hanya berlaku untuk unsur-unsur ringan, kira-kira sampai dengan kalsium (Ar = 40). Jika diteruskan, temyata kemiripan sifat terlalu dipaksakan. Misalnya, Ti mempunyai sifat yang cukup berbeda dengan. Al maupun B.
3.1.3. Sistem Periodik Mendeleev
Pada tahun 1869 seorang sarjana asal Rusia bemama Dmitri Ivanovich Mendeleev, berdasarkan pengamatannya terhadap 63 unsur yang sudah dikenal ketika itu, menyimpulkan bahwa sifat-sifat unsur adalah fungsi periodik dari massa atom relatifnya. Artinya, jika unsur-unsur disusun menurut kenaikan massa atom relatifnya, maka sifat tertentu akan berulang secara periodik. Mendeleev menempatkan unsur-unsur yang mempunyai kemiripan sifat dalam satu lajur vertikal, yang disebut Golongan. Lajur-lajur horizontal, yaitu lajur unsur-unsur berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya, disebut periode. Daftar periodik Mendeleev yang dipublikasikan tahun 1872 diperlihatkan pada Gambar 1 berikut :
Gambar 1. Sistem Periodik Mendeleev Yang Diumumkan Pada Tahun 1872
Sebagaimana dapat dilihat pada Gambar diatas, Mendeleev mengosongkan beberapa tempat. Hal itu dilakukannya untuk menetapkan kemiripan sifat dalam golongan. Sebagai contoh, Mendeleev menempatkan Ti (Ar = 48) pada golongan IV dan membiarkan golongan III kosong karena Ti lebih mirip dengan C dan Si, daripada dengan B dan Al. Mendeleev yakin masih ada unsur yang belum dikenal yang akan menempati Golongan III tersebut. Bahkan Mendeleev meramalkan sifat dari unsur yang belum dikenal itu. Perkiraan tersebut didasarkan pada sifat unsur lain yang sudah dikenal, yang letaknya berdampingan baik secara mendatar maupun secara tegak. Ketika unsur yang diramalkan itu ditemukan, temyata sifatnya sangat sesuai dengan ramalan Mendeleev. Salah satu contoh adalah Germanium (Ge) yang ditemukan pada tahun 1886, yang oleh Mendeleev dinamai ekasilikon.
3.1.4. Sistem Periodik Modem Dari Henry G. Moseley
Pada awal abad 20, pengetahuan kita terhadap atom mengalami perkembangan yang sangat mendasar. Para ahli menemukan bahwa atom bukanlah sesuatu pertikel yang tak terbagi melainkan terdiri dari partikel yang lebih kecil yang disebut partikel dasar atau partikel subatom. Kini atom diyakini terdiri atas tiga jenis partikel dasar, yaitu proton, elektron, dan neutron. Kita akan melihat lebih banyak tentang struktur atom pada Subbab 3.3. Untuk sekarang perlu kita sebutkan bahwa jumlah proton merupakan sifat khas dari unsur, artinya setiap unsur mempunyai jumlah proton tertentu yang berbeda dari unsur lainnya. Jumlah proton dalam satu atom ini disebut nomor atom.
Pada tahun 1914, Henry G. Moseley (1887-1915; ahli yang menemukan cara menentukan nomor atom), menemukan bahwa sifatsifat unsur merupakan fungsi periodik dari nomor atomnya. Urut-urutan unsur seperti yang disusun oleh Mendeleev sesuai dengan kenaikan nomor atomnya. Penempatan Telurium (Ar = 128) dan Iodin (Ar = 127) yang tidak sesuai dengan kenaikan massa atom relatif, temyata sesuai dengan kenaikan nomor atomnya (nomor atom Te = 52; I = 53).
3.2. PERIODE DAN GOLONGAN
Sistem periodik modem seperti terlihat pada Gambar 2 disusun berdasarkan kenaikan nomor atom dan kemiripan sifat. Lajur-lajur horizontal, yang disebut periode, disusun berdasarkan kenaikan nomor atom; sedangkan lajur-lajur vertikal, disebut golongan, disusun berdasarkan kemiripan sifat.
Sistem periodik modem terdiri atas 7 periode dan 8 golongan. Setiap golongan dibagi lagi menjadi 8 golongan A (IA - VIIIA) dan 8 golongan B (IB - VIIIB). Unsur-unsur golongan A disebut golongan utama, sedangkan golongan B disebut golongan transisi. Golongan-golongan dapat juga ditandai dengan bilangan I sampai dengan 18 secara berturutan dari kiri ke kanan. Dengan cara ini maka unsur transisi terletak pada golongan 3 sampai dengan golongan 12.
Pada. periode 6 dan 7 terdapat masing-masing 14 unsur yang disebut unsur-unsur transisi dalam, yaitu unsur-unsur lantanida dan aktinida. Unsur-unsur transisi dalam semua termasuk golongan IIIB. Unsur-unsur lantanida pada periode 6 golongan IIIB, dan unsur-unsur aktinida pada periode 7 golongan IIIB. Penempatan unsur-unsur tersebut di bagian bawah tabel periodik adalah untuk alasan teknis, sehingga daftar tidak terlalu panjang.
Gambar 2. Sistem Periodik Unsur-unsur Modem
3.3. STRUKTUR ATOM
3.3.1. Teori Atom Modem
Menurut teori atom modem, atom terdiri dari inti yang bermuatan positif dan elektron-elektron yang beredar mengitari inti. Lintasan elektron mengitari inti disebut kulit atom. Model atom modem ini mirip dengan sistem tata surya, yaitu matahari dan planet-planet yang mengitarinya. Kulit atom yang pertama (yang paling dekat dengan inti) diberi lambang K, kulit yang kedua dengan lambang L, dan seterusnya sesuai urutan abjad.
3.3.2. Nomor Atom (NA)
Telah disebutkan bahwa nomor atom menyatakan jumlah proton dalam atom. Untuk atom netral, jumlah proton sama dengan jumlah elektron. Jadi, nomor atom juga menyatakan jumlah elektron.
Nomor Atom (NA) = proton (p) = elektron (e)
Contoh : 11Na, Nomor atom Na = 11, berarti tiap atom natrium mengandung 11 proton dan 11 elektron.
3.3.3. Nomor Massa (NM)
Nomor Massa suatu unsur menunjukkan massa atom unsur tersebut. Atom merupakan gabungan dari partikel-partikel penyusunnya maka massa atom merupakan jumlah partikelnya, yaitu massa proton, neutron dan elektron. Akan tetapi karena massa elektron diabaikan maka nomor massa merupakan jumlah massa proton dan massa neutron.
Nomor Massa (NM) = proton (p) + neutron (n)
3.3.4. Penulisan Lambang Partikel Dasar Atom
Untuk mempermudah dalam pengenalan dan penulisan maka ditetapkan penulisan lambang susunan partikel dasar atom adalah sebagai berikut :
X atau X atau X
Dimana :
NM = A : Nomor Massa = p + n
NA = Z : Nomor Atom = p + e
Neutron (n) : NM – NA atau A – Z
Contoh : Tentukan huruf-huruf berikut ini :
No. Nomor Massa Nomor Atom Proton Elektron Neutron
1
2
3 40
d
g a
e
15 19
f
h b
6
i c
8
17
Jawab :
1. a = b = proton = 19
c = NM – NA = 40 – 19 = 21
2. e = f = elektron = 6
d = proton + neutron = 6 + 8 = 14
3. h = i = nomor atom = 15
g = proton + neutron = 15 + 17 = 32
3.3.5. Susunan Partikel Ion
Suatu atom mempunyai kecenderungan untuk melepas dan menerima elektron. Atom yang melepaskan elektron akan menjadi ion positif (+) dan atom yang menerima elektron akan menjadi ion negatif (-).
Contoh : Tentukan proton, dan elektron dari 11Na+ dan 15P3-
Jawab : 11Na+ proton = 11, elektron = proton – muatan = 11 – 1 = 10
15P3- proton = 15, elektron = proton + muatan = 15 + 3 = 18
3.3.6. Penemuan Partikel Dasar
3.3.6.1. Elektron (e)
Elektron ditemukan oleh Joseph John Thomson pada tahun 1900. Penemuan elektron berkaitan dengan percobaanpercobaan tentang hantaran listrik melalui tabung hampa. Gas pada tekanan normal bukanlah penghantar listrik.
Pada tahun 1821, Sir Humphry Davy, seorang ahli fisika asal Inggris, menemukan bahwa gas menjadi penghantar yang lebih baik pada tekanan rendah. Sejak saat itu banyak percobaan dilakukan dengan tabung hampa atau tabung tampa muatan (discharge tube), terutama oleh William Crookes.
Salah satu aplikasi dari penemuan ini ialah pembuatan lampu tabung, seperti lampu neon dan lampu natrium. Lampu neon yang bercahaya merah dan banyak digunakan untuk lampu reklame, adalah tabung berisi gas neon bertekanan rendah; sedangkan lampu natrium yang bercahaya kuning banyak digunakan untuk penerangan jalan raya.
Susunan dari tabung tanpa muatan/sinar katode diperlihatkan pada Gambar 3. Tampak pada bagian ujung tabung terdapat dua plat logam yang berfungsi sebagai elekttode (sambungan listrik).
Gambar 3. Susunan Tabung Sinar Katode
Tekanan gas dalam tabung dapat diatur melalui pompa isap (pompa vakum). Pada tekanan yang cukup rendah dan tegangan yang cukup finggi (beberapa ribu volt), gas dalam. tabung akan berpijar dengan cahaya yang wamanya bergantung pada jenis gas (neon berwama merah, sedangkan natrium berwama kuning). Jika tekanan gas dikurangi lagi, maka daerah di depan katode akan menjadi gelap. Daerah gelap ini terus bertambah jika tekanan terus dikurangi.
Akhirnya seluruh tabung menjadi gelap, tetapi bagian tabung di depan katode berpendar dengan wama kehijauan. Perpendaran ini disebabkan oleh suatu radiasi yang memancar dari permukaan katode menuju anode. Oleh karena berasal dari katode maka radiasi ini disebut sinar katode. Percobaan lebih lanjut menunjukkan bahwa sinar katode merupakan radiasi partikel yang bermuatan listrik negatif .
Hakikat sinar katode menjadi jelas setelah percobaan yang dilakukan oleh J.J.Thomson mencapai puncaknya pada tahun 1897. Berdasarkan besamya simpangan sinar katode dalam medan listrik, Thomson dapat menentukan nisbah muatan terhadap massa (nilai e/m) dari partikel sinar katode sebesar 1,76 x 108 C g-1.
e/m = 1,76 x 108 C g-1
Thomson juga menemukan bahwa partikel sinar katode, yang dinamainya elektron, tidak bergantung pada jenis elektrode maupun jenis gas dalam tabung. Berdasarkan hal itu, Thomson menyimpulkan bahwa elektron merupakan partikel dasar penyusun atom. Meskipun harga e/m untuk elektron telah diketahui, tetapi masih diperlukan percobaan lain untuk menentukan nilai e atau m. Jika salah satu dapat diketahui, maka yang satu lagi dapat ditentukan.
Pada tahun 1909, Robert Millikan dari Universitas Chicago, dapat memecahkan dilema tersebut melalui percobaan yang dikenal dengan percobaan Tetes Minyak. Melalui percobaan ini, Millikan dapat menentukan muatan elektron.
PERCOBAAN TETES MINYAK MILIKAN
Millikan menjatuhkan tetesan minyak ke dalam daerah dengan medan listrik yang dapat diatur. Medan listrik diperoleh dengan memberikan beda potensial pada dua plat logam yang membatasinya. Selain itu, ruangan tersebutjuga diberi sinar X, sehingga sebagian tetesan menjadi bermuatan negatif.
Dengan menaikkan beda potensial di antara dua plat, gerak jatuh partikel bermuatan negatif akan melambat karena ditarik oleh lempeng yang di atas dan ditolak oleh lempeng yang di bawah. Pada beda potensial tertentu, gaya listrik yang mendorong tetesan ke atas menjadi sama dengan gaya gravitasi yang menarikiiya ke bawah, sehingga tetesan tersebut mengalami kesetimbangan (melayang, tidak jatuh).
Dengan mengetahui beda potensial tersebut dan juga massa tetesan minyak, maka muatan tetesan dapat ditentukan. Massa tetesan minyak dapat ditentukan dengan mengukur jari-jarinya (diamati melalui mikroskop) dan massa jenis minyak.
Melalui percobaan tersebut, Millikan menemukan beberapa jenis tetesan yang berbeda muatan, tetapi semuanya merupakan kelipatan bulat dari suatu faktor yang sama, yaitu 1,602 coulomb. Millikan menyimpulkan muatan satu elektron adalah 1,602 coulomb. Perbedaan muatan antar tetesan terjadi karena suatu tetesan dapat mengikat 1, 2, 3 atau lebih elektron.
e = 1,602 x 10-19 Coulomb
Dengan telah diketahuinya muatan elektron, maka massanya dapat dihitung sebagai berikut.
Thomson : e/m = 1,76 x 108 C gram-1
Millikan : e = 1,602 x 10-19 C
maka massa elektron (m) = 9,11 X 10-28 gram
3.3.6.2. Proton (p)
Pada tahun 1886, sebelum hakikat sinar katode ditemukan, Goldstein melakukan suatu percobaan dengan tabung sinar katode dan menemukan fakta berikut. Apabila katode tidak berlubang temyata gas di belakang katode tetap gelap. Namun, bila pada katode diberi lubang maka gas di belakang katode menjadi berpijar. Hal ini menunjukkan adanya radiasi yang Sinar katode berasal dari anode, kemudian menerobos lubang pada katode dan memijarkan gas di belakang katode itu.
Radiasi itu disebut sinar anode atau sinar positif atau sinar terusan. Hasil percobaan menunjukkan bahwa sinar terusan merupakan radiasi partikel (dapat memutar kincir) yang bermuatan positif (dalam medan listrik dibelokkan ke kutub negatif). Partikel sinar terusan temyata bergantung pada jenis gas dalam tabung. Partikel terkecil diperoleh dari gas hidrogen. Partikel ini kemudian disebut proton.
Massa 1 proton = 1,6726486 x 10-24 gram (1 sma)
Muatan 1 proton = +1 (= +1,6 x 10-19 C)
Muatan maupun massa partikel sinar terusan dari gas lain selalu merupakan kelipatan bulat dari massa dan muatan proton sehingga diduga bahwa partikel itu terdiri atas proton-proton. Kemudian pada tahun 1919, Rutherford menemukan bahwa proton terbentuk ketika partikel alfa () ditembakkan pada inti atom nitrogen. Hal serupa juga terjadi pada inti atom lain. Hal ini membuktikan bahwa inti atom terdiri atas proton sebagaimana diduga oleh Goldstein.
3.3.6.3. Neutron (n)
Neutron ditemukan oleh James Chadwick pada tahun 1932, tetapi keberadaanya telah diduga sejak tahun 1919 oleh Aston. Melalui serangkaian percobaan dengan spektrometer massa, Aston menemukan bahwa atom-atom dari unsur yang sama dapat mempunyai massa yang berbeda. Fenomena ini disebut isotop. Juga diketahui bahwa massa suatu atom tidak sama dengan nomor atomnya. (jumlah proton), banyak atom yang massanya sekitar dua kali nomor atomnya. Fakta-fakta itu menandakan adanya partikel netral dalam atom yang jumlahnya dapat berbeda meskipun unsumya sama.
Selanjutnya pada tahun 1930, William Bothe dan Hendry Becker menembaki inti atom berilium dengan partikel alfa dan menemukan suatu radiasi partikel yang mempunyai daya tembus tinggi. Pada tahun 1932, James Chadwick membuktikan bahwa radiasi tersebut terdiri atas partikel netral yang massanya hampir sama dengan massa proton. Oleh karena bersifat netral partikel itu dinamai neutron. Percobaan lebih lanjut membuktikan bahwa neutron juga merupakan partikel dasar penyusun inti atom.
Massa 1 neutron = 1,6749544 x 10-24 gram ( 1 sma)
Neutron tidak bermuatan (netral)
3.3.6.4. Isotop, Isobar, Isoton, dan Isoelektron
3.3.6.5. Isotop
Atom-atom dari unsur yang sama (mempunyai nomor atom sama), tetapi berbeda massanya disebut isotop. Perbedaan massa terjadi karena perbedaan jumlah neutron dalam atom. Contoh : Unsur hidrogen terdiri dari 3 jenis isotop, yaitu lH; 2H; dan 3H. Susunan ketiga isotop itu adalah sebagai berikut :
ISOTOP PROTON ELEKTRON NEUTRON
1H1
1H2
1H3 1
1
1 1
1
1 0
1
3
Isotop 1H1 biasa disebut Hidrogen, isotop 1H2 disebut deuterium, sedangkan isotop 1H3 disebut tritium (hidrogen satu-satunya unsur yang mempunyai nama khusus untuk isotop-isotopnya). Oleh karena isotop dari satu unsur mempunyai nomor atom sama, maka isotop itu dapat dibedakan hanya dengan menyatakan nomor massanya. Jadi, isotop-isotop H dapat dinyatakan sebagai H-1, H-2, H-3.
3.3.7. Isobar
Atom dari unsur yang berbeda (mempunyai nomor atom berbeda), tetapi mempunyai nomor massa sama disebut isobar. Contoh : 6C14 dan 7N14; 11Na24 dan 12Mg24
3.3.8. Isoton
Atom dari unsur yang berbeda (mempunyai nomor atom berbeda), tetapi mempunyai jumlah neutron yang sama disebut isoton. Contoh : : 6C13 dan 7N14; 15P31 dan 16S32
3.3.9. Isoelektron
Atom dari unsur yang berbeda (mempunyai nomor atom berbeda), tetapi mempunyai jumlah elektron yang sama disebut isoelektron. Contoh :
11Na+ dan 9F-
elektron = proton – muatan elektron = proton + muatan
e = 11 – 1 e = 9 + 1
= 10 = 10
3.3.10. Spektrometer Massa dan Kelimpahan Isotop
Spektrometer massa adalah suatu peralatan (instrumen) modem dan canggih yang digunakan untuk menentukan massa atom relatif (Ar) atau massa molekul relatif (Mr). Spektrometer massa ditemukan oleh Aston, seorang ilmuan dari Inggris, pada tahun 1919. Dengan spektrometer massa, Aston menemukan bahwa atom-atom dari unsur yang sama dapat mempunyai massa yang berbeda atau fenomena yang dikenal sebagai isotop.
Cara kerja spektrometer massa sebagai berikut. Sampel dalam bentuk gas mula-mula ditembaki dengan berkas elektron berenergi tinggi. Perlakuan ini menyebabkan beberapa molekul gas mengalami ionisasi (melepas elektron sehingga menjadi ion positif). Ion-ion positif ini kemudian dipercepat oleh suatu. beda. potensial dan diarahkan ke dalam suatu. medan magnet melalui suatu celah sempit. Dalam medan magnet ion-ion tersebut akan mengalami pembelokan yang bergantung pada :
1. Kuat medan listrik yang mempercepat aliran ion, makin besar potensial listrik yang digunakan, makin besar kecepatan ion dan makin kecil pembelokan.
2. Kuat medan magnet, makin kuat medan magnet, makin besar pembelokan.
3. Massa partikel (ion), makin besar massa partikel, makin kecil pembelokan.
4. Muatan partikel, makin besar muatan, makin besar pembelokan.
Jika partikel dianggap hanya bennuatan +1, sementara potensial listrik dan kuat medan magnet dibuat sama, maka besamya pembelokan hanya bergantung pada massa partikel. Keluaran spetrometer massa dinamakan spektrogram yang berisi informasi tentang massa dan kelimpahan isotop.
3.3.11. Satuan Massa Atom (sma)
Telah disebutkan bahwa atom individu mempunyai massa yang sangat kecil, sehingga tidak praktis jika dinyatakan dalam satuan gram atau miligram. Untuk menyatakan massa atom atau molekul, para ahli menetapkan suatu satuan massa khusus, yaitu satuan massa atom (sma).
Standar yang dipilih untuk satuan massa atom adalah isotop C-12, dengan ketentuan sebagai berikut :
1 atom C-12 = 12 sma
1 sma = 1/12 x massa 1 atom C-12
1 sma = 1,66 x 10-24 gram
3.3.12. Massa Rata-rata dan Kelimpahan Isotop
Massa rata-rata dari isotop dapat dicari dengan menghitung jumlah perkalian massanya dengan kapasitasnya dialam. Contoh : Diketahui isotop klorin terdiri dari 75% D-35 dan 25% D-37. maka massa rata-srat dihitung sebagai berikut :
Massa rata-rata = (%D-35 x massanya 35) + (%D-37 x massanya 37)
= (75% x 35) + (25% x 37)
= (75/100 x 35) + (25/100 x 37)
2625 + 925 3550
= --------------- = ----------- = 35,5 sma
100 100
Sedangkan kelimpahan isotop bisa dihitung jika diketahui Atom relatifnya (Ar). Contoh : Bila atom A mempunyai 2 buah isotop yaitu A-65 dan A-66 serta diketahui Ar A = 66,7. maka kelimpahan isotop A di alam adalah …….
Diketahui : Ditanya :
A-65 = x % Kelimpahan Isotop A = ?
A-66 = (100 – x %)
Ar = 66,7
Jawab :
Ar A = %A-65 x massa A1 + %A-66 x massa A2
66,7 = ------ x 65 + ------------ x 66
65x + 6600 + 66x
66,7 = ----------------------
6670 – 6600 = x
70 = x
sehingga kelimpahan A-65 = 70% dan A-66 = (100 – 70%) = 30%
3.3.13. Konfigurasi Elektron
Pengaturan atau penyusunan pengisian jumlah elektron per kulit dengan elektron maksimum disebut Konfigurasi Elektron dan rumuskan sebagai : 2n2, dimana n menunjukkan nomor kulit, sehingga didapatlah elektron masimum masing-masing kulit adalah sebagai berikut :
KULIT n JUMLAH ELEKTRON MAKSIMUM
K
L
M
N
O
dst 1
2
3
4
5
dst 2 (12) = 2.1 = 2
2 (22) = 2.4 = 8
2 (32) = 2.9 = 18
2 (42) = 2.16 = 32
2 (52) = 2.25 = 50
dst
Aturan pengisian elektron per kulit (konfigurasi elektron)
1. Pengisian jumlah elektron dilakukan per kulit sesuai nomor atomnya
2. Kulit yang tingkat energinya rendah diisi maksimum (penuh) terlebih dahulu atau kulit K diisi penuh dahulu, kemudian sisanya diisi sesuai urutan elektron maksimum sisa dari pengisian terdahulu sesuai nomor atom
3. Jika elektron maksimum selanjutnya tidak memenuhi jumlah maksimum di kulit selanjutnya, maka diisi dengan elektron maksimum di kulit sebelumnya, kemudian dikulit terluar adalah sisanya.
Contoh : Tentukan konfigurasi elektron dari 20Ca, 37Rb, 53I, 84Po, dan 88Ra
Jawab :
20Ca = 2.8.8.2
37Rb = 2.8.18.8.1
53I = 2.8.18.18.7
84Po = 2.8.18.32.18.6
88Ra = 2.8.18.32.18.8.2
3.3.14. Elektron Valensi (eV)
Suatu atom mempunyai jumlah elektron terluar yang berbeda-beda tergantung dari banyak sedikitnya elektron yang dimiliki. Elektron terluar merupakan elektron yang terletak pada kulit yang paling luar. Jumlah elektron terluar menentukan nilai atau valensi atom. Elektron-elektron di kulit terluar disebut Elektron Valensi (eV). Valen berarti ikatan, sehingga dapat dikatakan bahwa jumlah pengikat yang ditunjukkan oleh suatu atom disebut valensi.
Misalnya:
H H
| |
N H H C H
| |
H H
Pada senyawa NH3, nitrogen mengikat 3 atom H, sehingga nitrogen bervalensi 3, sedangkan karbon mengikat 4 atom H, sehingga karbon bervalensi 4, hidrogen bervalensi 1. Jadi valensi berarti daya gabung sebuah atom, dinyatakan dalam jumlah atom hidrogen yang Dapat diikatnya. Sehingga sangat tepat bahwa valensi dinyatakan dalam hubungan dengan atom hidrogen, karena atom hidrogen bervalensi satu, tidak pemah lebih.
CARA MENENTUKAN VALENSI :
1. Dengan melihat berapa jumlah atom H yang diikat, itulah valensinya.
Misalnya : H2O.
Oksigen mengikat 2 atom hidrogen, maka atom oksigen bervalensi 2.
2. Memperhatikan elektron terluar dari suatu atom, jika nomor atomnya diketahui. Misalnya :
K L
6C = 2 4
Sehingga elektron terluar C = 4, jadi elektron valensi C = 4.
3. Jika suatu senyawa tidak mengikat atom H, dan tidak diketahui nomor atomnya, tetapi senyawa itu mengikat atom O, maka untuk mencari valensi berdasarkan jumlah atom H yang diikat oleh atom O tersebut. Misalnya: MgO
1 atom Mg mengikat 1 atom O padahal 1 atom O dapat mengikat 2 atom H. Sehingga seakan-akan Mg mengikat 2 atom H, jadi valensi Mg = 2.
SIFAT-SIFAT PERIODIK UNSUR
Sifat periodik adalah sifat yang berubah secara beraturan sesuai dengan kenaikan nomor atom, yaitu dari kiri ke kanan dalam satu periode atau dari atas ke bawah dalam satu golongan. Sifat-sifat periodik tersebut meliputi : Jari-jari atom (r), energi ionisasi (ei), afinitas elektron (ae), keelektronegatifan, titik cair/leleh (t.l) dan titik didih (t.d)
1. Jari-jari Atom (r)
Jari-jari atom adalah jarak antara titik pusat inti dengan kulit elektron terluar dari suatu atom. Jari-jari atom dari kiri ke kanan dalam suatu periode makin kecil, karena gaya tarik inti makin kuat. Untuk gas mulia jari-jari atomnya selalu lebih besar daripada unsur di sebelah kirinya. Jari-jari atom unsur periode ke-3 (dalam Angstrom) dapat dilihat di bawah ini.
UNSUR Na Mg Al Si P S D Ar
JARI-JARI ATOM (A) 1,90 1,60 1,43 1,11 1,06 1,02 0,99 1,54
Jari-jari atom dalam satu golongan dari atas ke bawah makin besar, karena di bawah periodenya bertambah/kulit elektronnya bertambah. Jari-jari atom unsur dalam satu golongan (dalam Angstrom) dapat dilihat di bawah ini.
Golongan IA Jari-Jari Atom (A) Golongan IIA Jari-Jari Atom (A) Golongan VIIA Jari-Jari Atom (A)
Li
Na
K
Rb 1,55
1,90
2,35
2,48 Be
Mg
Ca
Sr 1,12
1,16
1,98
2,15 F
D
Br
I 0,72
0,99
1,14
1,33
2. Energi Ionisasi (ei)
Energi ionisasi atau-potensial ionisasi adalah energi minimum yang diperlukan oleh suatu atom dalam bentuk gas untuk melepaskan elektron yang terikat paling lemah. Energi ionisasi dinyatakan dalam kJ mol-1.
Energi ionisasi pertama adalah besamya energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron yang pertama dan energi ionisasi kedua adalah enargi yang digunakan untuk melepaskan elektron yang kedue. Energi ionisasi dalam satu periode dari kiri ke kanan cenderung makin besar karena jari-jari atomnya makin kecil. Di bawah ini energi ionisasi unsur periode ke-3 dalam kkal/g atom.
UNSUR Na Mg Al Si P S D Ar
ENERGI IONISASI
(kkal/g atom) 118 176 138 188 253 239 299 362
Energi ionisasi dalam satu golongan dari atas ke bawah makin kecil karena jari-jari atomnya makin besar. Makin kecil energi ionisasi makin mudah membentuk ion positif, makin bersifat elektro positif dan makin reaktif unsur tersebut. Di bawah ini energi ionisasi golongan IA dan IIA
Golongan IA Energi Ionisasi
(kkal/g atom) Golongan IIA Energi Ionisasi (kkal/g atom)
Li
Na
K
Rb
Cs 124
118
100
96
90 Be
Mg
Ca
Sr
Ba 215
176
141
131
120
3. Afinitas Elektron
Afinitas elektron adalah besamya energi yang dilepaskan apabila suatu atom menangkap sebuah ion. Misalnya atom A menangkap 1 elektron maka akan terbentuk ion A yang akan membebaskan energi sebesar X Kkal setiap mol atom A, maka afinitas A adalah X Kkal.
Pada umumnya dalam satu periode dari kiri ke kanan afinitas elektron makin besar dan dalam golongan dari atas ke bawah makin kecil. Makin besar afinitas, elktron makin reaktif, dan makin bersifat elektro negatif sehingga mudah membentuk ion negatif. Dibawah ini afinitas elektron halogen (Gol. VII A)
Golongan VIIA Afinitas Elektron (Kkal/g atom)
F
D
Br
I 79,8
83,5
77,7
70,8
4. Keelektronegatifan,
Elektronegatifitas adalah kemampuan suatu atom untuk menarik pasangan elektron. Dalam satu e dari kiri ke kanan harga elektronegatifitas makin besar, karena ke kanan muatan inti bertambah sedangkgkan jari-jari atom makin kecil sehingga daya tarik inti terhadap elektron makin besar.
Dalam satu golongan ke bawah harga elektronegatifitas atas makin kecil karena ke bawah jari-jari makin besar sehingga daya tarik inti terhadap elektron makin kecil. Harga elektronegatifitas menurut Skala Pauling yang terendah Cs diberi harga 0,7 dan yang tertinggi F diberi harga 4,0. Harga Elektronegatifitas unsur-unsur menurut Skala Pauling adalah sebagai berikut :
2,1
H
1,0
Li 1,5
Be 2,0
B 2,5
C 3,0
N 3,5
O 4,0
F
0,9
Na 1,2
Mg 1,5
Al 1,8
Si 2,1
P 2,5
S 3,0
D
0,8
K 1,0
Ca 1,3
Sc 1,5
Ti 1,6
V 1,6
Cr 1,5
Mn 1,8
Fe 1,8
Co 1,8
Ni 1,9
Cu 1,6
Zn 1,6
Ga 1,8
Ge 2,0
As 2,4
Se 2,8
Br
0,8
Rb 1,0
Sr 1,2
Y 1,4
Zr 1,6
Nb 1,8
Nb 1,9
Tc 2,2
Ru 2,2
Rh 2,2
Pd 1,9
Ag 1,7
Cd 1,7
In 1,8
Sn 1,9
Sb 2,1
Te 2,5
I
0,7
Cs 0,9
Ba 1,1-1,2
La-Lu 1,3
Hf 1,5
Ta 1,7
W 1,9
Re 2,2
Os 2,2
Ir 2,2
Pt 2,4
Au 1,9
Hg 1,8
Tl 1,8
Pb 1,9
Bi 2,0
Po 2,2
At
0,7
Fr 0,9
Ra 1,1-1,7
Ac-No
Keelektronegatifan adalah suatu bilangan yang menyatakan kecenderungan dari suatu unsur menarik elektron ke pihaknya relatif terhadap atom lainnya. Bayangkanlah jika atom H dan atom F sama-sama menarik elektron apakah kedua atom itu mempunyai daya tarik yang sama? Jika tidak atom manakah menarik elektron lebih kuat?
H : F
Berdasarkan data energi ionisasi dan afinitas elektronnya dapat disimpulkan bahwa fluorin mempunyai keelektonegatifan lebih besar. Dalam skala keelektronegatifan yang ditetapkan oleh Linus Pauling, hidrogen mempunyai keelektronegatifan 2,1, sedangkan fluorin 4. Jadi, daya tarik elektron H : F = 2,1 : 4.
SIFAT PERIODIK UNSUR HIROGEN FLOURIN
Energi ionisasi 1312 kJ mol-1 1681 kJ mol-1
Afinitas elektron – 73 kJ mol-1 – 328 kJ mol-1
PERKEMBANGAN MODEL ATOM
Anda tentu sudah dapat membayangkan betapa kecil ukuran sebuah atom. Hingga sekarang belum ada alat (semacam mikroskop) yang memiliki perbesaran memadai, sehingga kita dapat mengamati susunan suatu atom. Oleh karena itu, para ahli mengembangkan model atom untuk mempelajari atom. Model atom hanyalah merupakan rekaan para ahli berdasarkan data eksperimen dan kajian teoritis yang mereka lakukan. Seifing dengan perkembangan ilmu dan teknologi, pemahaman para ahli tentang atom juga mengalami perkembangan.
Dewasa ini, meskipun merupakan partikel yang amat kecil, para ahli mengetahui sangat banyak tentang susunan atom tersebut. Dalam bagian berikut ini akan dibahas perkembangan model atom mulai dari model atom Dalton hingga model Niels Bohr.
1. Model Atom Dalton
Model atom yang pertama. dikemukakan oleh John Dalton pada tahun 1803. Model atom Dalton adalah gagasan tentang partikel materi. Dalton merupakan orang pertama yang secara ilmiah menyatakan bahwa matefi terdiri atas partikel, yang disebutnya atom. Teori atom Dalton dikemukakan berdasarkan hukum kekekalan massa dan hukum perbandingan tetap. Teori Dalton dapat menjelaskan kedua hukum tersebut. Akan tetapi, pada perkembangan lebih lanjut ditemukan bayak fakta yang tidak dapat dijelaskan dengan teori atom Dalton.
Gambar Model Atom Dalton (1803)
2. Model Atom Thomson
Di awal Bab telah kita bahas penemuan elektron oleh JJ Thomson pada tahun 1897. Dengan penemuan itu, jelaslah bahwa. teori atom Dalton tidak dapat diterima lagi. Menurut J.J. Thomson, atom terdiri dari materi bermuatan positif dan di dalamnya tersebar elektron bagaikan kismis dalam roti kismis. Secara keseluruhan atom bersifat netral.
Gambar Model Atom “Roti Kismis” dari JJ.Thomson (1897)
3. Penemuan Inti Atom dan Model Atom Rutherford
a. Penemuan Keradioaktifan
Penemuan inti atom bermula dari penemuan keradioaktifan. Pada tahun 1896, Henry Becquerel menemukan bahwa uranium terus-menerus memancarkan radiasi. Pemancaran radiasi itu terjadi dengan sendirinya, bukan karena pengaruh faktor luar. Fenomena ini disebut keradioaktifan atau radioaktivitas, sedangkan zat yang bersifat seperti itu disebut zat radioaktif (radio = radiasi, aktif = spontan).
Sinar radioaktif itu. mempunyai sifat yang berbeda dari cahaya biasa, antara lain karena mempunyai daya tembus yang besar, mengionkan media yang dilaluinya, serta dapat memendarkan berbagai macam zat.
Dalam medan listrik atau medan magnet, sinar radioaktif dapat diuraikan menjadi tiga jenis sinar yang dinamai sinar alfa (), sinar beta (), dan sinar gamma (). Sinar alfa dan beta merupakan radiasi partikel. Setiap partikel sinar alfa bermuatan +2 dengan massa 4 sma, sedangkan partikel sinar beta sama dengan elektron, bermuatan -1 dan massa 1 sma (dianggap sama dengan nol). Adapun sinar gamma adalah radiasi elektromagnet, tidak bermassa dan tidak bermuatan
Gambar Sinar radioaktif yang diuraikan oleh medan magnet
atau medan listrik menjadi sinar , , dan
b. Penemuan Inti Atom
Pada tahun 1910, Ernest Rutherford bersama. dua orang asistennya, yaitu. Hans Geiger dan Ernest Marsden, melakukan serangkaian percobaan untuk mengetahui lebih banyak tentang susunan atom. Mereka menembaki lempengan logam yang sangat tipis dengan partikel smar alfa berenergi tinggi.
Mula-mula mereka menembaki lempeng emas, kemudian beberapa logam lain. Mereka menemukan bahwa sebagian besar partikel alfa dapat menembus lempengan logam tanpa pembelokan yang berarti, seolah-olah lempeng logam itu tidak ada. Akan tetapi, kemudian mereka menemukan bahwa sebagian kecil dari partikel alfa mengalami pembelokan yang cukup besar, bahkan beberapa di antaranya dipantulkan (lihat gambar berikut)
Gambar Percobaan Rutherfort. Penembakan Lempeng Emas dengan sinar ,
(a)sebagian diteruskan, (b) sebagian kecil dibelokkan, (c) beberapa partikel dipantulkan
Adanya partikel alfa yang terpantul sangat mengejutkan Rutherford. Partikel alfa yang terpantul itu pastilah telah menabrak sesuatu yang sangat padat dalam atom. Fakta ini jelas tidak sesuai dengan model yang dikemukakan oleh J.J. Thomson dimana atom digambarkan bersifat homogen pada seluruh bagiannya (tidak mengindikasikan adanya bagian yang lebih padat).
Pada tahun 1911, Rutherford dapat menjelaskan penghamburan sinar alfa dengan mengajukan gagasan tentang inti atom. Menurut Rutherford, sebagian besar dari massa dan muatan positif atom terkonsentrasi pada bagian pusat atom yang selanjutnya disebut inti atom. Hal ini dapat diandaikan dengan sebuah roti kismis yang dipres menjadi seukuran pasir halus. Tentu saja hasilnya menjadi sesuatu yang sangat pejal atau masif. Elektron beredar mengitari inti pada jarak yang relatif sangat jauh. Lintasan elektron itu disebut Kulit Atom. Jarak dari inti hingga kulit atom disebut jari-jari atom.
Ukuran jari-jari atom adalah sekitar 10-8 cm, sedangkan jari-jari inti atom adalah sekitar 10-13 cm. Jadi, sebagian besar dari atom merupakan ruang hampa. Bila diameter inti diibaratkan 1 cm, maka penampang atom ibarat lapangan bulat dengan diameter 1 km.
Gambar Model Atom Rutherfort.
Sebagian Besar atom merupakan ruang hampa
Dengan model seperti itu, penghamburan sinar alfa oleh lempeng logam tipis dapat dijelaskan sebagai berikut :
1. Sebagian besar partikel sinar alfa dapat tembus karena melalui daerah hampa.
2. Partikel alfa yang mendekati inti atom dibelokkan karena mengalami gaya tolak inti.
3. Partikel alfa yang menuju inti atom dipantulkan karena inti bermuatan positif dan sangat masif.
4. Model Atom Niels Bohr
Salah satu kelemahan model atom Rutherford adalah bahwa model tersebut tidak dapat menjelaskan mengapa elektron tidak tersedot dan jatuh ke intinya. Menurut hukum fisika klasik, gerakan elektron mengitari inti akan disertai pemancaran energi berupa radiasi elektromagnet. Jika demikian, maka energi elektron akan terus-menerus berkurang sehingga lintasannya akan berbentuk spiral dan akhirnya jatuh ke inti atom.Berdasarkan pengamatan terhadap spektrum unsur, Niels Bohr dapat menjelaskan kekekalan model atom Lutherford dengan teori sebagai berikut :
1. Dalam atom terdapat lintasan stationer dengan tingkat energi tertentu tempat elektron dapat beredar mengitari inti tanpa disertai pemancaran atau penyerapan energi. Lintasan itu, yang juga disebut Wit atom, adalah orbit berbentuk lingkaran dengan jarijari tertentu. Tiap lintasan ditandai dengan satu bilangan bulat yang disebut bilangan kuantum utama (n), mulai dari 1, 2, 3, 4, dan seterusnya yang dinyatakan dengan lambang K, L, M, N, dan seterusnya.
Lintasan pertama, harga n = 1, disebut kulit K.
Lintasan kedua, harga n = 2, disebut kulit L, dan seterusnya
Makin besar harga n (makin jauh dari inti) makin besar energi E elektron yang mengorbit pada kulit itu.
2. Pada keadaan normal (tanpa pengaruh luar), elektron menempati tingkat energi terendah. Keadaan seperti itu disebut tingkat dasar (ground state). Elektron dapat berpindah dari satu kuit ke kulit lain disertai pemancaran atau penerapan energi dalam jumlah tertentu. Perpindahan ke kulit lebih luar disertai penyerapan energi, sebaliknya, perpindahan elektron ke kulit lebih dalam disertai pelepasan energi.
Model atom Bohr ternyata masih kurang sempuma. Model atom yang kini diterima para ahli dikembangkan oleh Erwin Schrodinger yang dikenal dengan nama model atom mekanika kuantum. Model atom mekanika kuantum ini mempunyai persamaan dengan model atom Niels Bohr dalam hal adanya tingkat-tingkat energi (kulit-kulit) dalam atom. Perbedaannya lebih pada bentuk lintasan-lintasan tersebut, Model atom mekanika kuantum akan dibahas di kelas XI SMA.
Postingan
