Struktur Elektron Atom

I. Gelombang Cahaya

Elektron memegang kunci untuk mengerti kenapa suatu zat memiliki sifat tertentu. Ketika atom bereaksi, maka yang bereaksi adalah bagian elektron terluar nya yang bereaksi.

Kita akan melihat susunan elektron dalam atom yang disebut struktur elektron atom.

jumlah elektron tempat mereka dapat ditemukan

energi yang mereka miliki

Gelombang Cahaya

Banyak pengertian kita tentang struktur elektron atom berasal dari analisis cahaya yang diemisi atau diserap oleh suatu zat.

Radiasi Elektromagnetik

membawa energi melalui space (dikenal sebagai energi radiant) melibatkan cahaya tampak, sinar x, gelombang radio, radiasi panas)

semua bergerak melalui vakum dengan kecepatan 3.00 x 108 m/s ("kecepatan cahaya")

memiliki sifat “seperti gelombang”

Gambar 2.1. Fungsi Gelombang jumlah gelombang sempurna, atau siklus, yang melalui suatu tempat dalam 1 detik

disebut frekuensi gelombang

(frekuensi=siklus/detik)

Radiasi elektromagnetik memiliki sifat elektrik (listrik) dan juga magnetik. Sifat ‘seperti-gelombang” pada radiasi elektromagnetik berdasarkan pada osilasi periodik.

Kita dapat menentukan frekuensi dan panjang gelombang dari suatu radiasi elektromagnetik.

21

Amplitudo

Panjang Gelombang

Puncak

Karena semua radiasi elektromagnetik bergerak pada kecepatan yang sama (kecepatan cahaya) maka panjang gelombang dan frekuensi saling berhubungan.

Gambar 2.2. Gelombang Elektromagnetik dengan panjang gelombang (a) panjang dan (b) pendek. Jika panjang gelombang panjang, maka akan terdapat siklus yang lebih sedikit

yang melalui suatu tempat per detiknya, sehingga freku frekuensinya menjadi kecil

Jika panjang gelombang pendek, maka akan terdapat siklus yang lebih banyak yang melalui suatu tempat per detiknya, dan frekuensinya menjadi besar

Sehingga, terdapat hubungan terbalik antara panjang gelombang dan frekuensi

Frekuensi = 1/panjang gelombang x kecepatan cahaya

= 1/ x c

= c

(frekuensi [] * panjang gelombang []) adalah konstanta (c)

Apakah kecepatan gelombang?

Bayangkan Anda sedang berada pada pantai melihat gelombang ombak berjalan, dan Anda ingin mengetahui kecepatan gelombangnya. Terdapat sebuah pulau di tepi pantai dengan pohon palem yang akan menjadi patokan. Anda akan menghitung jumlah gelombang yang melalui pohon dalam 1 menit:

Gambar 2.3. Ilustrasi gelombang lautDalam hal ini, dua puncak (dua gelombang) melalui pohon dalam 1 menit. Sehingga, frekuensinya adalah 2 gelombang/menit. Jika kita mengukur jarak antara puncak (gelombang) kita dapat menentukan kecepatan gelombang:

22

a

b

Kecepatan gelombang = (jarak antara puncak) x frekuensi)

= (panjang gelombang) x frekuensi) 

Gambar 2.4. Spektrum Gelombang Elektromagnetik

Satuan panjang yang dipilih untuk menggambarkan panjang gelombang bergantung pada tipe/jenis radiasi elektromagnetik.

Satuan Simbol Panjang (m) Tipe Radiasi

Angstrom Å 10-10 Sinar X

Nanometer nm 10-9 UV, visible

Micrometer m 10-6 Inframerah

Millimeter mm 10-3 Inframerah

Centimeter cm 10-2 Microwave

Meter m 1 TV, radio

Range nilai panjang gelombang Elektromagnetik (EM) adalah

Panjang gelombang sinar gamma (< 0,1 Å) serupa dengan diameter dari inti atom Panjang gelombang beberapa gelombang radio dapat lebih besar daripada

lapangan sepak bola

Frekuensi

Frekuensi diekspresikan dalam siklus per detik , juga dikenal sebagai hertz (Hz) Biasanya dimensi dari ‘siklus’ diabaikan sehingga frekuensi memiliki dimensi s-1

Lampu gas natrium terkadang digunakan sebagai lampu penerangan jalan. Mereka memberikan cahaya kuning dengan panjang gelombang 589 nm. Berapa frekuensi dari radiasi ini?

frekuensi*panjang gelombang = kecepatan cahaya

frekuensi = kecepatan cahaya/panjang gelombang

23

Sinar gama Sinar X Ultra Violet Tampak Infra Merah Microwave TV Radio

Bagian sinar tampak

Panjang Gelombang (m)

= (3,00x108 m/s)/(589 x 10-9 m)

= 5,09 x 1014 s-1

= 5,09 x 1014 siklus per detik atau 5,09 x 1014 hertz

II. Efek Kuantum dan Foton

Apa perbedaan antara sebatang logam panas berwarna ‘merah’ dan logam panas berwarna ‘putih’?

Logam tersebut memiliki temperatur yang berbeda (logam panas berwarna ‘putih’ memiliki temperatur yang lebih tinggi)

Logam tersebut mengemisi intensitas dan panjang gelombang radiasi elektromagnetik yang berbeda (terutama dalam spektrum cahaya tampak)

Max Planck (1900)

Energi dapat dilepaskan (atau diabsorbsi) oleh atom hanya dalam “paket” beberapa atom dengan ukuran yang kecil.

Energi minimum “paket” disebut dengan kuantum Energi (E) dari sebuah kuantum dihubungkan dengan frekuensi () dengan

beberapa konstanta (h):

E = h

h dikenal sebagai "konstanta Planck", dan memiliki nilai sebesar 6,63 x 10-34 Joule second (Js)

Energi elektromagnetik selalu melepas atau menyerap energi dalam sejumlah perkalian dari (h*)

Contoh :Hitunglah jumlah energi terkecil (satu kuantum) dimana sebuah objek dapat menyerap dari cahaya kuning dengan panjang gelombang 589 nm

Energi kuantum = h

Maka kita memerlukan frekuensi

= c

= c/

= (3,00 x 108 m/s)/(589 x 10-9 m)

= 5,09 x 1014 s-1

Substitusi ke persamaan Planck: 24

E = (6,63 x 10-34 Js)*( 5,09 x 1014 s-1)

E (1 kuanta) = 3,37 x 10-19 J

Catatan : kuanta sangat kecil. Ketika kita menerima radiasi inframerah dari suatu tempat, kita menyerapnya dalam kuanta menurut Hukum Planck. Bagaimanapun, kita tidak dapat mendeteksi energi yang diserap.

Pada skala atom, efek kuantum memiliki pengaruh yang besar

Efek Fotolistrik

Cahaya terang pada permukaan logam dapat menyebabkan permukaan logam mengemisi (melepaskan) elektron

Untuk masing-masing logam, terdapat frekuensi cahaya minimum di bawah dimana tidak ada elektron yang diemisikan, berhubungan dengan intensitas cahaya

Frekuensi cahaya yang lebih tinggi di atas nilai minimum, akan melepaskan energi kinetik dari elektron yang lebih besar juga

Menggunakan Planck menjadikan Einstein (1905) dapat mededuksi/mengurangi efek fotolistrik

Einstein mengasumsikan bahwa cahaya adalah suatu aliran kecil paket energi yang disebut Foton

Masing-masing foton memiliki energi yang sebanding dengan frekuensinya (E=h)

Ketika foton menabrak logam, energinya ditransfer kepada elektron

Sejumlah tertentu energi diperlukan untuk mengatasi gaya tarik-menarik antara elektron dan proton dalam sebuah atom

Sehingga, jika kuanta dari energi cahaya yang diserap tidak cukup untuk elektron mengatasi gaya tarik-menarik antara elektron dan proton dalam atom, maka elektron tidak akan dilepaskan.

Jika kuanta dari energi cahaya yang diserap lebih besar daripada energi yang dibutuhkan oleh elektron untuk mengatasi gaya tarik-menarik atom, maka kelebihan energi akan menjadi energi kinetik dari elektron yang terlepas.

Selama logam yang berbeda memiliki struktur atom yang berbeda (jumlah proton, struktur elektron berbeda) maka kuanta cahaya yang dibutuhkan untuk mengatasi gaya tarik-menarik dalam atom berbeda untuk masing-masing unsur.

Energi foton yang tinggi, contohnya dari sinar X, dapat menyebabkan elektron dari banyak atom dilepas dan dengan energi kinetik yang tinggi pula. Pelepasan elektron dengan energi yang tinggi dapat menyebabkan kerusakan jaringan tubuh manusia (kanker).

Gelombang radio memiliki kuanta energi yang kecil yang meski kita berikan energi tambahan, mereka tidak dapat melepaskan elektron.

25

Interpretasi Einstein tentang efek fotolistrik menyarankan bahwa cahaya memiliki sifat partikel.

Apakah cahaya adalah sebuah gelombang atau apakah cahaya terdiri dari partikel?

III. Model Atom Bohr dari Atom Hidrogen

Pada 1913 Niels Bohr membangun penjelasan teori yang dikenal sebagai spektra garis.

Spektra Garis

Laser mengemisi radiasi yang terdiri dari sebuah panjang gelombang tunggal. Bagaimanapun, sumber emisi radiasi yang umum (seperti sinar matahari) menghasilkan radiasi yang mengandung banyak panjang gelombang yang berbeda.

Ketika panjang gelombang radiasi yang berbeda dipisahkan dari sebuah sumber, sebuah spektrum dihasilkan.

Sebuah pelangi mewakili spektrum panjang gelombang cahaya yang terkandung dalam cahaya diemisikan oleh matahari.

Cahaya matahari melewati sebuah prisma (atau tetesan air hujan) dipisahkan ke dalam panjang gelombangnya

Cahaya matahari terdiri dari spektrum kontinu panjang gelombang (dari merah ke violet)- tidak ada yang kosong

Tidak semua sumber radiasi mengemisi spektrum kontinu dari panjang gelombang cahaya Ketika tegangan tinggi diberikan pada tabung gelas yang berisi variasi gas di

bawah tekanan yang rendah maka cahaya berwarna akan diemisikan o Gas Neon menghasilkan sinar merah-orange

o Gas natrium menghasilkan sinar kuning

Ketika sejumlah cahaya dilewatkan melalui sebuah prisma hanya sedikit panjang gelombang terdapat pada spektra

o Hal ini dapat dilihat sebagai garis-garis yang dipisahkan oleh area gelap, dan biasa disebut dengan spektra garis

Ketika spektrum yang diemisikan oleh gas hidrogen dilewatkan melalui sebuah prisma dan dipisahkan ke panjang gelombangnya maka empat garis akan dihasilkan pada panjang gelombangnya.

26

Gambar 2.5. Spektra garis gas hidrogen

Pada 1885 seorang guru Swiss berhasil menemukan bahwa frekuensi dari cahaya sesuai dengan panjang gelombang yang cocok sesuai dengan rumus matematika:

dimana n = 3, 4, 5, 6

dan C = 3,29 x 1015 s-1 (bukan 'c' yang digunakan untuk kecepatan cahaya)

Bagaimanapun, dasar fisik dari hubungan ini tidak diketahui.

Model Bohr

Bohr memulai dengan asumsi bahwa elektron mengelilingi inti pada orbit, seperti bumi mengelilingi matahari

Sesuai teori fisika klasik, sebuah muatan berjalan secara sirkular akan kehilangan energi dengan mengemisi radiasi elektromagnetik

Jika elektron pada orbit kehilangan energi, maka harusnya akan berakhir secara spiral pada intinya (namun kenyataannya tidak). Oleh karena itu, hukum fisika klasik tidak dapat diaplikasikan untuk menjelaskan kerja yang terdapat di dalam atom

Bohr menggunakan ide energi terkuantisasi dari Planck

o Dia mengusulkan bahwa hanya orbit dengan jari-jari tertentu, sesuai dengan energinya, akan diijinkan

o Sebuah elektron yang mengorbit pada orbit yang diijinkan:

Memiliki tingkat energi tertentu

Tidak akan meradiasikan energi

Tidak akan bergerak spiral ke inti

Jika orbit dari elektron dibatasi, maka energi yang dimiliki elektron juga terbatas dan didefinisikan oleh persamaan:

27

Dimana RH adalah sebuah konstanta yang disebut sebagai konstanta Rydberg dan memiliki nilai 2,18 x 10-18 J

'n' adalah sebuah bilangan bulat, disebut dengan bilangan kuantum utama dan sesuai dengan orbit yang diperbolehkan untuk elektron. Oleh karena itu, sebuah elektron pada orbit pertama (paling dekat inti) memiliki n=1, sebuah elektron pada orbit selanjutnya memiliki n=2, dan seterusnya.

Sehingga, energi relatif dari orbit elektron ini dapat digambarkan dengan diagram sebagai berikut:

Gambar 2.6. Energi relatif orbital elektron

Semua energi relatif adalah negatif

Makin kecil energi, makin stabil atom Tingkat energi (n=1) disebut dengan tingkat dasar (grounstate) atom

Ketika sebuah elektron berada pada orbit energi yang lebih tinggi (kurang negatif, contoh n = 2 atau lebih), atom dikatakan berada pada tingkat tereksitasi

Seiring dengan bertambahnya n, kita akan mencapai titik dimana elektron secara sempurna terpisah dari inti

o E = (-2,18 x 10-18 J)(1/infinity) = 0

o Sehingga, tingkat dimana elektron dipisahkan dari inti adalah sebagai tingkat energi referensi atau tingkat energi nol (biasanya lebih tinggi dari energi pada tingkat lain)

Bohr juga berasumsi bahwa elektron dapat berpindah tempat dari satu orbit ke orbit lain Energi akan diserap jika elektron berpindah ke tingkat energi yang lebih tinggi (ke

n yang lebih besar) Energi dilepaskan ketika elektron berpindah ke orbit yang energinya lebih kecil (ke

n yang lebih kecil)

28

Total perubahan energi berhubungan dengan lompatan orbital (orbit jumping), yaitu perubahan level energi antara orbit akhir dengan orbit awal:

E = Ef - Ei

Substitusi ke dalam persamaan sebelumnya:

Ketika sebuah elektron “pindah” dari orbital lebih tinggi ke yang rendah, perbedaan energi adalah jumlah radiasi elektromagnetik (E)

Planck telah menyimpulkan bahwa energi photon sesuai dengan radiasi elektromagnetik dan sebagai sebuah fungsi dari frekuensi (E = h)

Sehingga, jika radiasi yang diemisi dari elektron memiliki energi tertentu, maka akan sesuai/berbanding dengan frekuensi

Note: E adalah positif jika nf lebih besar dari ni, hal ini terjadi ketika energi

diserap dan sebuah elektron berpindah ke tingkat energi yang lebih tinggi Ketika E negatif, radiasi energi dilepaskan dan sebuah elektron telah berpindah

ke tingkat energi lebih rendah

Persamaan Balmer:

Pada 1885 seorang guru Swiss berhasil menemukan bahwa frekuensi cahaya sesuai dengan panjang gelombang yang cocok sesuai dengan rumus matematika:

dimana n = 3, 4, 5, 6

dan C = 3,29 x 1015 s-1 (bukan 'c' yang digunakan untuk kecepatan cahaya)

Selama energi yang hilang pada elektron adalah energi yang diperoleh dengan mengemisi energi elektromagnetik, energi elektromagnetik dari persamaan Bohr menjadi:

29

Sehingga, konstanta Balmer 'C' = (RH/h) (konstanta Rydberg dibagi oleh konstanta Planck), dan nf = 2. Sehingga, energi yang diemisikan yang berada pada daerah spektrum sinar tampak (visible), berasal dari elektron yang jatuh ke orbital kuantum ke dua. Elektron yang jatuh ke orbital pertama, mempunyai energi yang lebih tinggi (frekwensi) dibandingkan dengan yang terlihat pada spektrum visibel.

Contoh :Hitung panjang gelombang suatu cahaya yang berkaitan dengan adanya transisi elektron dari orbital dengan n = 4 ke n = 2 dari atom hidrogen. Tentukan apakah cahaya tersebut diserap atau diemisikan oleh atom hidrogen tersebut?

Jawab :Karena elektron mengalami penurunan jenjang dari tingkat 4 ke tingkat 2 (jatuh), maka terjadi pelepasan energi, yang dilakukan dengan emisi radiasi elektromagnetik.:

E = (2,18 x 10-18 J)((1/16) - (1/4)) = - 4,09 x 10-19 J (cahaya di emisikan)4,09 x 10-19 J = (6,63 x 10-34 Js) * ()

6,17 x 1014 s-1 = = (3,00 x 108 m s-1)/ (6,17 x 1014 s-1) = 4,87 x 10-7m = 487 nm

Model atom Bohr sangat penting, karena sudah memperhitungkan energi yang terkuantisasi pada elektron. Model persamaan Bohr hanya bermanfaat untuk memperkirakan sifat atom yang hanya memiliki satu elektron saja (H, ion He+, dan Li2+), sedangkan untuk atom lainnya model Bohr tidak dapat digunakan. Namun konsep Bohr ini tetap dipertahankan untuk menunjukkan keadaan energi yang terkuantisasi.

IV. Dua Sifat Alami Elektron

Sesuai percobaan, radiasi elektromagnetik memiliki sifat gelombang dan partikel (photon).

Louis de Broglie (1892-1987) yang menyelesaikan Ph.Dnya membuat hipotesis:

Jika di bawah kondisi normal, energi radiasi dapat berlaku seperti aliran partikel, maka pada kondisi yang sama, apakah materi dapat berlaku seperti gelombang juga?

Contohnya, elektron pada orbit mengelilingi inti. DeBroglie mengusulkan bahwa elektron dapat memiliki karater seperti gelombang dengan panjang gelombang tertentu.

Broglie mengusulkan bahwa gelombang elektron adalah sebuah fungsi dari massa (m) dan kecepatannya ():

30

Contoh gelombang untuk materi, dimana h adalah konstanta Planck dan kecepatan (bukan, frekuensi). Jumlah m untuk sebuah objek adalah momentumnya (massa * kecepatan).

Apa karakter dari gelombang sebuah elektron dengan kecepatan 5,97 x 106 m/s? (massa elektron adalah 9,11 x 10-28 g)

Konstanta Planck (h) adalah 6,63 x 10-34 J s (1 J = 1 kg m2/s2)

Diubah dari g ke kg:

Diubah dari kg m2/s2 ke Joule:

Hubungan antara energi (E) dan frekuensi ( ) untuk radiasi elektromagnetik (kuantum energi Planck)

Hubungan antara panjang gelombang ( ) dan frekuensi ( ) untuk radiasi elektromagnetik

Dari hubungan ini, kita dapat menentukan hubungan antara energi dan panjang gelombang:

31

Atau disusun ulang:

Hubungan antara panjang gelombang ( ) dan momentum (m*v) untuk ‘gelombang partikel’ De Broglie adalah

Dari hubungan di atas. Kita dapat menghitung hubungan antara energi (E) dan momentum (m*v)

Disederhanakan menjadi E:

Kecepatan tertinggi (v) yang dapat dicapai oleh suatu materi, adalah kecepatan cahaya (c), sehingga energi maksimal akan menjadi:

or

Mengapa bom nuklir menghasilkan suara ledakan yang keras?

Nilai bahan bakar hidrogen adalah 142 x 103 J g-1

Jika semua materi diubah menjadi energi

E = 1 x 10-3kg * (3 x 108m/s)2

E = 9 x 1013 kg m2 s-2

E = 9 x 1013 J

Dengan kata lain, kita dapat mencapai energi sebanyak 9 angka jika hidrogen diubah menjadi energi daripada membakarnya.

32

V. Mekanika Kuantum dan Orbital Atom

1926 Erwin Schrödinger

Persamaan gelombang Schrödinger menggabungkan sifat gelombang dan partikel untuk elektron.

Membuka pemikiran baru mengenai partikel subatom, membuka area studi yang dikenal sebagai mekanika gelombang, atau mekanika kuantum.

Persamaan Schrödinger menghasilkan fungsi gelombang, yang diwakili oleh huruf (psi). Nilai dari 2 menggambarkan probabilitas distribusi sebuah elektron.

Dari prinsip ketidakpastian Heisenberg, kita tidak dapat mengetahui baik lokasi dan kecepatan sebuah elektron. Sehingga, persamaan Schrödinger tidak memberi kita lokasi yang tepat untuk sebuah elektron, namun dapat menggambarkan suatu probabilitas dimana sebuah elektron akan tepat berada pada suatu lokasi di dalam atom.

Perubahan dari Model Atom Bohr

Pada model atom Bohr, elektron berada pada orbit tertentu, pada model Schrödinger kita hanya dapat berbicara tentang probabilitas distribusi elektron pada tingkat energi tertentu. Contohnya, sebuah elektron dari atom Hidrogen pada keadaan dasar akan memiliki probabilitas distribusi yang terlihat seperti gambar di bawah ini: (warna yang makin gelap mengindikasikan nilai 2 yang lebih besar, probabilitas tertinggi dapat ditemukannya elektron pada daerah ini)

Gambar 2.7. Orbital s

Orbital dan Bilangan Kuantum

33

Persamaan Schrödinger untuk atom hidrogen menghasilkan sejumlah fungsi gelombang (probabilitas distribusi elektron) dan berhubungan dengan tingkat energi. Fungsi gelombang disebut orbital dan memiliki sifat energi dan bentuk (distribusi).

Orbital dengan energi terendah dari atom hidrogen memiliki energi - 2,18 x 1018 J dan bentuk seperti gambar di atas. Perhatikan bahwa dalam model atom Bohr, kita memiliki energi yang sama bagi elektron pada keadaan dasar, namun digambarkan sebagai orbit yang pasti/tertentu.

Model atom Bohr menggunakan bilangan kuantum utama (n) untuk menggambarkan sebuah orbit, model atom Schrödinger menggunakan tiga bilangan kuantum: n, l and ml untuk menggambarkan sebuah orbital.

Bilangan kuantum utama 'n'

Memiliki nilai bilangan bulat 1, 2, 3, dst. Semakin n bertambah, maka densitas elektron akan semakin berkurang dari inti

Semakin n bertambah, energi elektron semakin bertambah dan semakin berkurang ikatan dengan intinya

Bilangan kuantum azimut 'l' Memiliki niali bilangan bulat dari 0 sampai (n-1) untuk masing-masing n Walaupun menggunakan nilai bilangan, variabel 'l' dinyatakan oleh huruf ('s'=0,

'p'=1, 'd'=2, 'f'=3)

Menentukan bentuk orbital

Bilangan kuantum magnetik 'ml' Memiliki nilai bilangan bulat antara 'l' dan -'l', termasuk 0 Menggambarkan orientasi orbital

Contohnya, orbital elektron dengan bilangan kuantum utama 3 (maka n=3) akan dapat memiliki nilai 'l' dan 'ml':

n(bilangan kuantum utama)

l(azimutl)

(bentuk tertentu)

subkulitml

(magnetik)(orientasi tertentu)

Jumlah orbital pada subkulit

3 0 3s 0 1

1 3p -1, 0, 1 3

2 3d -2, -1, 0, 1, 2 5

Orbital dengan nilai yang sama disebut elektron kulit Orbital dengan nilai 'n' dan 'l' yang sama menunjukan subkulit yang sama

Sehingga: Kulit elektron ketiga ('n'=3) terdiri dari subkulit 3s, 3p dan 3d (bentuk masing-

masing berbeda)

34

Subkulit 3s terdiri dari 1 orbital, subkulit 3p teridri dari 3 orbital dan subkulit 3d terdiri dari 5 orbital. (dalam tiap subkulit, orbital berbeda memiliki orientasi yang berbeda juga)

Sehingga, kulit elektron ketiga terdiri dari sembilan orbital yang berbeda, meskipun tiap orbital memiliki energi yang sama. Catatan : ingat, ini hanya untuk hidrogen saja

Larangan pada kemungkinan nilai bilangan kuantum yang berbeda (n, l dan ml) memberi beberapa hal sebagai berikut:

Tiap kulit dibagi menjadi beberapa subkulit sesuai dengan bilangan kuantum utama (contohnya kulit keempat dibagi menjadi 4 subkulit: s, p, d,dan f; dimana kulit pertama adalah subkulit tunggal s)

Tiap subkulit dibagi menjadi orbital (bertambah sesuai dengan bilangan genap):

Subkulit Jumlah orbital

s 1

p 3

d 5

f 7

Bilangan dan energi untuk semua orbital atom hidrogen dengan n=3 digambarkan di bawah ini:

Gambar 2.8. Orbital elektron dengan n = 3. Pada temperatur biasa semua atom hidrogen berada pada keadaan dasar Elektron dapat dipindahkan ke keadaan eksitasi dengan menyerap photon dengan

sejumlah kuantuk energi yang cikup

VI. Representasi Orbital

Orbital s

Orbital 1s adalah bulatan simetri. Sebuah garis dari 2 terhadap jarak (r) dari inti menunjukan reduksi probabilitas terdapatnya elektron yang sangat jauh dari inti :

35

Gambar 2.9. Hubungan jarak (r) dengan fungsi gelombang (2).

Hal ini mengindikasi bahwa pada keadaan dasar gaya tarik elektrostatik elektron terhadap proton dalam inti adalah dimana elektron tidak jauh dari inti.

Makin tinggi energi orbital akan membuat bentuk bulatan simetri juga membesar, bagaimanapun juga, mereka akan memberikan node pada probabilitas distribusi:

Gambar 2.10. Hubungan jarak (r) dengan fungsi gelombang (2) dan nodal. Pada orbital 2 yang lebih tinggi terdapat region/wilayah node dimana densitas

elektron mendekati nol (2s memiliki 1 node, 3s memiliki 2 node, dst) Orbital s yang lebih tinggi (keadaan tereksitasi) memiliki distribusi densitas

elektron yang mengindikasi bahwa ada probabilitas yang lebih besar dalam menemukan elektron lebih jauh dari inti

Ukuran orbital bertambah jika n bertambah

Representasi orbit Schrödinger banyak digunakan untuk menggambarkan sebuah batas wilayah yang mewakili 90% distribusi densitas elektron. Untuk orbital s akan terdapat representasi gambaran sebagaisuatu bulatan.

Orbital p

36

orbital p berbentuk 'dumbbell', dengan sebuah node pada inti. Ada tiga bentuk orbital p dan memiliki orientasi yang berbeda

Tidak ada hubungan antara ketiga orientasi dan ketiga bilangan kuantum magnetik (ml)

Gambar 2.11. Orbital p.

Orbital d dan f

Pada kulit ketiga dan di bawahnya terdapat lima orbital d, masing-masing memiliki orientasi yang berbeda:

Gambar 2.12. Orbital d.

Meskipun orbital 3dz2 terlihat berbeda, ia memiliki energi yang sama dengan orbital d lainnya.

Terdapat 7 buah orbital f (masing-masing untuk n= 4 atau lebih). Orbital f ini agak sulit untuk digambarkan dalam diagram .

Mengerti bentuk orbital adalah kunci untuk mengerti terbentuknya molekul akibat bergabungnya atom-atom

37

VII. Orbital pada Atom dengan banyak Elektron

Atom hidrogen merupakan sistem yang paling sederhana dengan 1 elektron.

Penggambaran mekanika kuantum dari atom hidrogen menempati semua subkulit (contoh bilangan kuantum l, atau subkulit s, p, d dan f) dengan bilangan kuantum utama (n) yang sama dengan tingkat energi yang sama.

Sebuah atom dengan elektron lebih dari 1 elektron disebut atom dengan banyak elektron.

Meski bentuk orbital elektron untuk atom jenis ini (atom denganbanyak elektron) sama dengan yang ada pada atom hidrogen, adanya elektron lebih dari 1 akan mempengaruhi tingkat energi orbital (berdasarkan gaya tolakan elektron-elektron)

Contohnya, orbital 2s memiliki tingkat energi lebih rendah dibandingkan orbital 2p pada atom dengan elektron banyak: (note: ini adalah representasi kualitatif untuk atom dengan elektron banyak)

Gambar 2.13. Tingkat energi yang terdapat pada orbital elektron.

Muatan Effektif Inti

Pada atom dengan banyak elektron pada saat bersamaan terjadi:

tertarik ke inti ditolak oleh elektron lain

muatan positif total yang tertarik ke elektron disebut muatan effektif inti

densitas elektron antara inti dan elekron akan menreduksi muatan inti pada elektron

38

muatan effektif inti (Zeff) sama dengan jumlah proton dalam inti (Z), dikurangi jumlah rata-rata elektron (S) yang di antara elektron dan inti

muatan positif yang di"rasa"kan oleh elektron luar adalah selalu lebih kecil dibanding muatan inti penuh.

Energi orbital

Daerah dimana elektron dapat mengenai elektron lain bergantung pada bentuk distribusi elektron

Probabilitas dekatnya terhadap inti (bergantung pada bentuk orbital) adalah:

(n) S < (n) p < (n) d < (n) fdekat lebih jauh

Untuk bilangan kuantum ke tiga, contoh, elektron pada 3s kurang terlindungi dan elektron 3d sangat terlindungi

Kebalikannya, elektron 3s memiliki nilai Zeff yang besar dan elektron 3d memiliki nilai Zeff terkecil

Dalam atom dengan banyak elektron, dengan bilangan kuantum utama tertentu ('n'), nilai Zeff berkurang dengan bertambahnya 'l'

Energi sebuah elektron bergantung pada Zeff

Karena nilai Zeff besar untuk elektron 3s (pada contoh n=3 ) mereka memiliki nilai enrgi yang lebih kecil daripada elektron 3p (tentunya memiliki nilai yang lebih kecil daripada elektron 3d)

Pada atom dengan banyak elektron, dengan bilangan kuantum utama tertentu ('n'), tingkat energi sebuah orbital bertambah dengan bertambahnya 'l'

Note: semua orbital dari sebuah subkulit memiliki tingkat energi yang sama(contoh semua orbital 3d dengan nilai kuantum ml yang berbeda)

Atom natrium memiliki 11 elektron, dua di orbital 1s, dua pada orbital 2s, enam pada orbital 2p dan satu pada orbital 3s. selama elektron pada subkulit s, manakah yang akan mengalami muatan effektif inti terkecil (Zeff)?

Jawaban: elektron paling luar, atau satu elektron pada orbital 3s

Prinsip Larangan Pauli dan Spin Elektron

Apakah yang menentukan orbital dimana elektron berada? Bagaimana elektron menempati orbital?

39

Spektra garis...

Garis yang diperkirakan adalah garis tunggal sebenarnya terdiri dari dua garis yang berjarak sangat dekat

Sehingga, terdapat tingkat energi dua kali lebih besar dari yang seharusnya

Diusulkan oleh Uhlenbeck dan Goudsmit (1925) bahwa elektron juga memiliki bilangan kuantum lain yang disebut spin elektron:

Sebuah bilangan kuantum baru untuk elektron disebut bilangan kuantum spin atau ms

ms memiliki nilai +1/2 atau -1/2

bilangan kuantum spin elektron menjelaskan arah spin/ perputaran elektron

o Muatan yang berputar menghasilkan medan magnet

o Arah spin yang berlawanan menghasilkan medan magnet yang berlawanan yang menghasilkan pektrum garis yang terbagi dua menjadi dua garis yang berdekatan

Spin elektron juga memegang peranan penting dalam penyusunan struktur elektron suatu atom.

Prinsip larangan Pauli (Wolfgang Pauli, 1925) menyatakan bahwa tidak boleh ada dua elektron dalam satu atom yang mempunyai empat bilangan kuantum yang sama (n, l, ml and ms)

Untuk suatu orbital tertentu (missal, 2pz), maka nilai n, l dan ml adalah tetap. Sehingga, jika ditempatkan lebih dari satu elektron ke dalam orbital tersebut maka harus ada nilai yang unik, spin magnetik (bilangan kuantum ms) untuk ke dua elektron tersebut.

Bilangan kuantum ms hanya mempunyai dua nilai (+1/2, and -1/2), sehingga dua elektron maksimum hanya dapat menempati orbital yang sama, tetapi mempunyai nilai spin megnetik yang berlawanan (berbeda).

Apakah konsekuensi dari bilangan kuantum magnetik spin dan prinsip larangan Pauli?

Jika dalam sebuah atom diketahui jumlah elektronnya, maka bilangan kuantum dan bentuk orbitalnya dapat ditentukan

Memberi penjelasan tentang sifat alami unsur

VIII. Konfigurasi Elektron

Cara pendistribusian elektron pada orbital atom disebut konfigurasi elektron

Orbital disusun berdasarkan kenaikan energi, dengan jumlah elektron tidak lebih dari dua tiap orbital

Litium

40

Unsur litium memiliki 3 elektron. Penempatan elektron ke dalam orbital dimulai dari dua elektron pertama pada keadaan dasar 1s, atau orbital energi terendah, dan dua elektron ini memiliki bilangan kuantum spin yang berlawanan. Kemudian diikuti oleh penempatan elektron ketiga pada orbital tingkat energi yang lebih tinggi, yaitu orbital 2s :

Gambar 2.14. Konfigurasi elektron pada atom Li.

Arah panah mengindikasi nilai bilangan kuantum magnetik spin (ms) (ke atas +1/2 dan ke bawah -1/2)

Penggambaran orbitalnya adalah:

1s22s1

atau, "dua pada 1 s , satu pada 2 s ".

Elektron memiliki spin berlawanan disebut elektron “berpasangan”, seperti pada orbital 1s atom Li

Sedangakn elektron tunggal pada orbital 2s (untuk Li) dikatakan "tidak berpasangan"

Menulis Konfigurasi Elektron

Dua elektron pada He mewakili pengisian penuh pada kulit pertama. Sehingga, elektron pada He berada pada konfigurasi yang stabil

Untuk Boron (5 elektron) elektron ke-5 harus ditempatkan pada orbital 2p karena orbital 2s terisi penuh. Karena orbital 2p memiliki energi yang sama, maka tidak masalah orbital 2p yang mana yang terisi

41

Gambar 2.15. Konfigurasi elektron dari beberapa atom.

Untuk unsur karbon (6 elektron), terdapat dua kemungkinan dalam penempatan dua elektron terakhir, dipasangkan berdampingan dalam satu orbital 2p yang sama (dengan spin berlawanan), atau elektron pertama ditempatkan dalam satu orbital 2p.

Gambar 2.16. Konfigurasi elektron dari atom C, N, Ne, dan Na.

Elektron kedua ditempatkan pada orbital 2p lainnya, dengan spin yang sama seperti elektron pertama pada 2p yang berbeda :

Aturan Hund: untuk orbital ‘degenerate’, energi terendah tercapai ketika jumlah elektron dengan spin yang sama maksimal

Elektron saling bertolakan satu dengan lainnya, dengan menempati orbital yang berbeda elektron akan menjaga jarak sejauh mungkin satu dengan yang lain

Sebuah atom karbon pada tingkat energi terendahnya (keadaan dasar) memiliki dua elektron tidak berpasangan

Ne telah mengisi penuh kulit n=2, dan memiliki konfigurasi elektron yang stabil

Konfigurasi elektron ini dapat dituliskan secara singkat dan mewakili orbital kulit terakhir yang terisi penuh (contoh semua orbital dengan bilangan kuantum utama 'n' yang sama yang sudah terisi)

Konfigurasi elektron Na dapat dituliskan sebagai [Ne]3s1 Konfigurasi elektron Li dapat dituliskan sebagai [He]2s1

42

Elektron pada konfigurasi stabil (gas mulia) disebut sebagai elektron inti

Elektron pada kulit di luarnya (setelah inti stabil) disebut elektron valensi

Hal penting

Gas mulia Argon (18 elektron) merupakan tanda akhir dari periode yang dimulai dari natrium

Apakah unsur berikut (K dengan 19 elektron) akan menempatkan satu elektron pada orbital 3d?

Secara kimia, dapat diketahui bahwa Kalium sama seperti Litium dan Natrium

Apa yang dimiliki oleh unsur (logam alkali) secara umum adalah sebuah elektron valensi tidak berpasangan

Jika kalium memiliki sebuah elektron tidak berpasangan pada orbital s maka artinya ada pada orbital 4 s

sehingga, orbital 4s akan memiliki energi yang lebih rendah daripada orbital 3d

Gambar 2.17. Konfigurasi elektron sesuai dengan kenaikan tingkat energi.

Kalsium dengan 20 elektron sudah mulai mengisi orbital 4s.

43

Kemudian kita balik lagi dan mengisi penuh orbital 3d, yang dapat terisi maksimum 10 elektron

Sehingga, baris ke-empat dari tabel periodik adalah 10 unsur, lebih lebar dari baris sebelumnya – kita memiliki lima orbital 'd' yang bisa kita isi (dengan 10 elektron). Semua 10 unsur ini disebut Unsur Transisi, atau logam Transisi.

Dengan Serium (unsur ke-58) orbital 'f' akan terisi, orbital f ini maksimum dapat diisi oleh 14 elektron.

Orbital 'f' pertama adalah orbital 4f (n = 4; l = 0 (s), 1 (p), 2 (d), 3 (f)) Unsur tambahan ini mewakili 14 lantanida (mengisi orbital 4f) dan aktinida (orbital

5f)

Energi orbital 5d dan 4f sangat berdekatan

IX. Konfigurasi Elektron dan Tabel Periodik

Tabel periodik disusun sehingga unsur dengan konfigurasi elektron valensi yang sama disusun dalam kolom yang sama.

Gambar 2.18. Konfigurasi elektron valensi di dalam tabel susunan periodik unsur. Kolom bagian kiri terdiri dari logam alkali dan logam alkali tanah. Pada unsur-

unsur ini valensi orbital s terisi Pada bagian kanan, keenam blok unsur memiliki valensi orbital p terisi

Kedua golongan ini adalah unsur golongan Utama

Pada bagian tengah terdapat 10 kolom yang terdiri dari logam transisi. Unsur-unsur ini memiliki orbital d yang terisi

Di bawah golongan ini terdapat dua baris dengan 14 kolom. Unsur ini merupakan logam blok- f. Pada kolom ini orbital f terisi

44

Hal penting yang harus diingat:

1. 2, 6, 10 dan 14 adalah jumlah elektron yang dapat mengisi subkulit s, p, d dan f (bilangan kuantum azimut l = 0, 1, 2, 3)

2. Subkulit 1s adalah subkulit s pertama, 2p adalah subkulit p pertama (n = 2, l = 1, 3d adalah subkulit d pertama, dan 4f adalah subkulit f pertama

Bagaimana konfigurasi elektron untuk unsur Niobium? (41)

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d3

Niobium seharusnya:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s 1 4d 4

Bagaimanakah konfigurasi elektron untuk unsur Nickel? (28)

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8

Bagaimanakah konfigurasi elektron untuk Nickel dengan menggunakan gas mulia?

[Ar] 4s2 3d8

Bagaimana orbital valensi terakhir akan terisi?

45

Sifat Periodik Unsur

I. Perkembangan Tabel Periodik

Alat yang paling baik untuk mengingat fakta kimia adalah tabel priodik Berdasarkan pada periodik alam konfigurasi elektron Unsur-unsur dalam satu kolom memiliki jumlah elektron valensi yang sama

Kemiripan sifat kimia berdasarkan konfigurasi elektronnya

Perkembangan Tabel Periodik

Unsur tertentu, seperti emas dan perak, dapat ditemukan secara alami dalam bentuk logamnya dan ditemukan ribuan tahun lalu

Beberapa unsur radioaktif sedikit tidak stabil dan isolasinya bergantung pada teknologi modern

kebanyakan unsur adalah stabil, tapi umumnya berada pada bentuk senyawa dengan unsur lain

Pada tahun 1800-an, metode banyak dikembangkan untuk mengisolasi berbagai unsur daribentuk senyawanya

1800: 31 unsur diidentifikasi 1865: 63 unsur diidentifikasi

1869: Dmitri Mendeleev dan Lothar Meyer mempublikasi skema untuk mengklasifikasi unsur

Unsur-unsur dapar disusun menurut massa atomnya (yaitu gram/mol untuk campuran bentuk isotopnya) yang akan menghasilkan sifat keperiodikan

Penyusunan unsur Mendeleev berdasarkan massa atom menjadi unsur-unsur ke dalam golongan-golongan sesuai dengan sifatnya menghasilkan beberapa tempat kosong dalam tabelnya

Baik Gallium (Ga) dan Germanium (Ge) tidak diketahui pada waktu itu Sehingga ada tempat kosong di bawah Aluminum (Al) dan di bawah Silicon (Si)

Mendeleev menyimpulkan maka harus ada 2 unsur yang harus mengisi tempat kosong tersebut, yang dia sebut "eka-Aluminum" dan "eka-Silicon"

Mendeleev memprediksi tidak hanya Ga dan Ge harus ada, tetapi juha mendeskripsikan beberapa sifat fisik umumnya

Massa atom mereka Hubungan stoikiometri senyawa yang mengandung oksigen dan klorin

Ga dan Ge ditemuka beberapa dekade kemudian, namun sifat fisika dan kimia mereka diprediksi dengan benar oleh Mendeleev

46

Ketepatan prediksi Mendeleev untuk unsur yang belum diketahui, berdasarkan tabel periodiknya, membuktikan validitas ilmuwan

1911 Model atom Rutherford :

Kebanyakan massa atom terdapat pada inti Inti memiliki muatan total positif

Antara/sekeliling inti merupakan daerah yang hampir kosong yang terdiri dari elektron dengan muatan negatif

1913 Henry Moseley (terbunuh di Gallipoli pada usia 28)

Menyelidiki sifat frekuensi sinar-X yang dihasilkan dengan memborbardir tiap unsur di dalam tabung katoda dengan energi tinggi (elektron).

Dia menemukan hubungan matematika antara frekuensi dan nomor atom (bilangan seri dalam tabel periodik).

Hal ini mengartikan bahwa nomor atom adalah lebih dari sekedar bilangan seri; namun ia memiliki beberapa dasar fisik.

Moseley mengusulkan bahwa nomor atom adalah jumlah elektron dalam atom pada unsur tertentu.

Hal ini juga mengartikan bahwa nomor atom adalah jumlah muatan positif yang ada pada inti.

Percobaan Moseley :

Moseley menggunakan variasi unsur (logam) sebagai target dalam tabung sinar katoda. Dia memperhatikan bahwa ketika terkena sinar katoda, logam yang berbeda akan memberikan sinar-X yang berbeda pada panjang gelombang tertentu. Sinar katoda (elektron berenergi besar) mengenai sasaran logam dan mendorong elektron terdalam keluar dari orbitalnya pindah ke orbital lebih tinggi. Sinar X dipancarkan, ketika elektron dari tempat lebih tinggi jatuh ke kulit lebih dalam. Karena elektron terdalam tidak mengalami efek “shielded” oleh elektron lainnya, maka energi yang dibutuhkan untuk menendang elektron keluar hanya tergantung pada jumlah proton dalam inti atom. Sehingga, frekwensi sinar x yang diemisikan oleh elektron terluar yang jatuh kedalam orbital tersebut berhubungan dengan jumlah proton dalam inti atom. Moseley mengetahui bahwa nomor atom bukanlah sekedar skema penomoran unsur-unsur, namun nomor atom tersebut mempunyai arti fisik yang menyatakan jumlah proton (dan elektron) di dalam suatu atom netral.

II. Kulit Elektron pada Atom

Ketika kita melihat ke bagian bawah kolom tabel periodik, kita akan mendapatkan bahwa bilangan kuantum utama 'n' akan berubah sesuai dengan elektron valensi atom

47

Kita telah menyimpulkan bahwa semua orbital dengan bilangan kuantum utama 'n' sebagai kulit

Apakah deskripsi mekanika kuantum dari probabilitas distribusi semua elektron dalam sebuah atom terlihat?

He 1s2

Ne 1s2 2s2 2p6 Ar 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Distribusi semua elektron dapat dihitung dengan menggunakan supercomputer dan hasilnya adalah distribusi simetri spherik (spherically symmetrical distribution) atau densitas elektron radial

Gambar 2.19. Jarak inti atom terhadap orbital elektron. Helium menunjukkan sebuah kulit tunggal Neon menunjukkan dua kulit

Argon menunjukkan tiga kulit

Masing-masing hasil ini sesuai dengan elektron yang memiliki bilangan kuantum utama 'n'

Pada He, elektron 1s memiliki distribusi probabilitas sekitar 0,3 Å dari inti pada Ne, elektron 1s memiliki distribusi maksimal sekitar 0,08 Å, dan elektron 2s

dan 2p bergabung membentuk distribuasi maksimum sekitar 0,35 Å (kulit n=2 )

Pada Ar, elektron 1s memiliki distribusi maksimum sekitar 0,02 Å, elektron 2s dan 2p bergabung membetnuk distribusi maksimum pada sekitar 0,18 Å dan elektron 3s dan 3p bergabung membentuk distribusi maksimum sekitar 0,7 Å

Mengapa kulit 1s Argon lebih dekat ke inti dibandingkan kulit 1s pada Neon, dan mengapa lebih dekat daripada kulit 1s pada helium?

Muatan inti (Z) He = 2+, Ne = 10+, Ar = 18+ Elektron paling dalam (kulit 1s) tidak dilindungi oleh elektron lain, sehingga gaya

tarik inti lebih besar dengan bertambahnya jumlah proton

Dengan kata lain, kulit Ar dengan n = 2 lebih dekat ke inti daripada kulit Ne n = 2. Nilai Zeff untuk subkulit 2s Ne akan menjadi (10-2) = 8+, dan untuk Ar menjadi

48

Jarak dari Inti (Å)

Jari

-jar

i d

ensi

ti e

lek

tron

(18-2) = 16+. Sehingga, elektron pada subkulit 2s Ar menjadi lebih dekat inti berdasarkan bertambahnya muatan effektif inti (Zeff).

Tiga sifat penting yang dimiliki zat kimia adalah: 1. Ukuran atom 2. Energi ionisasi

3. Afinitas elektron

III. Ukuran Atom

Dari model atom mekanika kuantum, kita dapat menyimpulkan bahwa sebuah atom tidak memiliki batasan yang jelas. Hal ini mengarah pada masalah konsep - berapakah ‘ukuran’ dari sebuah atom? Sangat mungkin untuk mengestimasi jari-jari sebuah atom dengan asumsi bahwa atom adalah benda bulat yang saling menyentuh satu sama lain ketika mereka berikatan bersama dalam molekul

Gambar 2.20. Jarak antar dua buah atom Br pada molekul Br2. Jarak Br-Br dalam Br2 adalah 2,28 Å, sehingga jari-jari atom Br adalah 1,14 Å Jarak ikatan C-C adalah 1,54 Å, sehingga jari-jari Karbon adalah 0,77 Å

Bagaimana dengan jarak ikatan C-Br? Untuk mendapatkan nilai prediksi yang baik, penentuan jari-jari atom harus benar

ketika kita memprediksi kemungkinan senyawanya. Prediksi jarak ikatan C-Br sama dengan 1,14 + 0,77 = 1,91 Å

Pada senyawa berbeda yang mempunyai ikatan C-Br, jaraknya kurang lebih sama

Apakah sifat umum dari panjang ikatan atom yang ditentukan dari jarak antar ikatan (kristalografi molekul kecil, NMR, metode lain)?

Dalam suatu kolom tabel periodik, jari-jari atom akan bertambah dari atas ke bawah kolom

Dalam sebuah baris tabel periodik, jari-jari atom akan berkurang dari kiri ke kanan

Bertambah

49

Ber

tam

bah

Gambar 2.21. Perkiraan jari-jari atom di dalam sistem periodik unsur.

Apakah dasar observasi ini?

Dua faktor umum yang mempengaruhi ukuran orbital luar:

Bilangan kuantum utama Muatan efektif inti

Secara periode/baris:

Jumlah elektron inti selalu konstan (hanya elektron valensi yang bertambah) Jumlah proton bertambah

Jika jumlah proton bertambah, namun elektron inti sama maka muatan efektif inti pada elektron valensi akan bertambah, dan mereka akan tertarik lebih kuat ke inti, sehingga jari-jari atom akan berkurang

Untuk unsur-unsur dimana kita mengisi subkulit 3p

Terdapat 12 elektron dalam/’shielding’ (1s22s22p63s2) pada tiap kasus

Unsur Al Si P S Cl Ar

Jumlah atom 13 14 15 16 17 18

Zeff 1+ 2+ 3+ 4+ 5+ 6+

Secara kolom/golongan:

Elektron valensi konstan Bilangan kuantum utama bertambah

Elektron dalam/’shielding’ bertambah, namun juga muatan intinya – hasil akhir adalah muatan efektif inti pada elektron valensi akan selalu konstan

karena bilangan kuantum utama bertambah dari atas ke bawah kolom, maka jari-jari atom bertambah

Contoh, unsur golongan 1A (elektron valensi berwarna biru, elektron dalam/’shielding’ berwarna merah)

Jumlah Unsur Konfigurasi elektron Zeff Bil. kuantum

50

Atom valensi n

3 Li 1s22s1 1+ 2

11 Na 1s22s22p63s1 1+ 3

19 K 1s22s22p63s23p64s1 1+ 4

37 Rb 1s22s22p63s23p64s23d104p65s1 1+ 5

Gambar 2.22. Efek shielded yang terdapat di dalam tabel periodik unsur.

IV. Energi Ionisasi

Energi ionisasi sebuah atom mengukur kekuatan sebuah atom mengikat elektronnya

Energi ionisasi adalah energi minimal yang dibutuhkan untuk memindahkan sebuah elektron dari tingkat dasar dalam keadaan gas

Perhatikan bahwa hal ini tidak berarti energi yang dibutuhkan untuk memindahkan sebuah elektron dari kulit n=1 (tingkat dasar), keadaan dasar menuju pada konfigurasi elektron dengan energi terendah dari suatu unsur

Energi ionisasi tingkat pertama, I1, adalah energi yang dibutuhkan untuk memindahkan elektron pertama dari sebuah atom:

Na(g) Na+(g) + 1e-

Energi ionisasi tingkat kedua, I2, adalah energi dibutuhkan untuk memindahkan elektron berikutnya (elektron kedua) dari atom

Na+(g) Na2+

(g) + 1e-

51

elektron subkulit p : elektron subkulit ‘shielded’ oleh é dari subkulit s dan é inti.

elektron subkulit s :‘shielded’ oleh é inti

Makin tinggi nilai energi ionisasi, maka makin sulit untuk memindahkan elektronnya

Ketika elektron dipindahkan, muatan positif dari inti tidak berubah, namun gaya tolak-menolak antar elektron sisa makin berkurang

Zeff bertambah dengan berpindahnya elektron Energi yang lebih besar dibutuhkan untuk memindahkan elektron (energi ionisasi

lebih tinggi untuk tiap elektron berikutnya)

Energi Ionisasi (kJ/mol)

Unsur I1 I2 I3 I4

Na 496 4.560

Mg 738 1.450 7.730

Al 577 1.816 2744 11.600

Juga terdapat kenaikan besar pada energi ionisasi ketika elektron berpindah dari sebuah kulit dengan nilai n lebih kecil.

Hal ini berdasarkan fakta bahwa ketika kita memindahkan elektron ke orbital dengan bilangan kuantum yang lebih kecil, maka kita memindahkan sebuah elektron yang lebih dekat dengan inti (dan memiliki gaya tarik yang lebih besar terhadap inti) elektron pada kulit dalam terlalu terikat kuat untuk diionisasi atau digunakan bersama dengan atom lain, sehingga tidak akan digunakan dalam ikatan kimia

Kecenderungan Energi Ionisasi dalamTabel PeriodikEnergi ionisasi tingkat pertama sebagai fungsi dari nomor atom

Dalam tiap periode (baris) energi ionisasi bertambah dengan bertambahnya nomor atom

Dalam tiap golongan (kolom) energi ionisasi berkurang dengan bertambahnya nomor atom

Gambar 2.23. Kecenderungan energi yang dibutuhkan unsur pada ionisasi pertama.

Dasar observasi adalah:

52

Bertambah

Ber

tam

bah

Energi Ionisasi pertama

Ketika muatan efekttif bertambah, atau ketika jarak elektron terhadap inti berkurang, maka gaya tarik antara inti dan elektron akan bertambah. Muatan efektif bertambah pada periode, dan jari-jari atom berkurang

Ketika kita melihat dalam suatu golongan dari atas ke bawah, jarak dari inti akan bertambah dan gaya tarik elektron elektron dan inti akan berkurang

Unsur manakah yang memiliki energi ionisasi terendah? B, Al, C dan Si

Mungkin Al. Elektron valensinya memiliki bilangan kuantum utama yang tertinggi, dan menjadikannya jauh dari inti, dibanding C danB. Ditambah, intinya akan memiliki muatan efektif inti yang lebih rendah dibandingkan Si.

V. Affinitas Elektron

Atom juga dapat mengikat elektron untuk membentuk ion muatan negatif (anion)

Affinitas elektron adalah perubahan energi berhubungan dengan sebuah atom atau ion dalam keadaan gas ketika mengikat sebuah elektron.

Untuk semua ion muatan positif, dan kebanyak atom netral, energi dilepaskan ketika elektron bertambah

Cl(g) + e- Cl-(g) E = -328 kJ/mol

Sehingga, kita mengatakan bahwa klorin memiliki affinitas elektron sebesar -328 kJ/mol.

Makin besar gaya tarik elektron, proses makin eksoterm

Untuk anion dan beberapa atom netral, bertambahnya sebuah elektron merupakan proses endoterm, atau usaha harus dilakukan untuk membuat sebuah elektron masuk ke atom. Hal ini menghasilkan pembentukkan anion tidak stabil.

Golongan halogen, yang kekurangan satu elektron pada subkulit p memiliki gaya tarik terbesar untuk mengikat sebuah elektron (affinitas elektron memiliki nilai negatif terbesar).

Penambahan sebuah elektron membuat atom golongan halogen mencapai konfigurasi stabil seperti golongan gas mulia

Golongan 2A dan 8A mengisi penuh subkulit (s, dan p) dan oleh karenanya penambahan elektron harus ditempatkan pada orbital energi yang lebih tinggi. Penambahan elektron pada golongan ini merupakan proses endoterm.

53

Afinitas elektron (kJ/mol)

Gambar 2.24. Energi afinitas elektron dari beberapa unsur.

Kecenderungan umum dari affinitas elektron untuk menambah kenegatifannya (ikatan elektron yang lebih kuat) dari kiri tabel periodik ke golongan halogen.

Affinitas elektron tidak berubah banyak dari atas ke bawah suatu golongan,

Jarak dari inti bertambah dengan meningkatnya n (gaya tarik lemah) Elektron pada subkulit lebih tersebar, sehingga mengurangi gaya tolak antar

elektron

Unsur Ion E (kJ/mol)

F F- -328

Cl Cl- -349

Br Br- -325

I I- -295

Gambar 2.25. Kecenderungan afinitas unsur pada penambahan satu elektron.

VI. Logam, Nonlogam, dan Metaloid

54

Subkulit s Subkulit p

Bertambah

Sed

ikit

ber

ub

ah

Afinitas elektron

Sifat khas unsur logam dan nonlogam:

Unsur Logam Unsur Nonlogam

Berkilat Tidak berkilat, berwarna

Mudah ditempa atau ditarik Mudah patah, keras atau lembut

Menghantar listrik dan panas Penghantar yang buruk

Oksida logam bersifat basa, ionik Oksidanya bersifat asam, senyawa

Dalam larutan merupakan kation Anion, oksianion dalam larutan air

Logam Umumnya logam dapat ditempa (membentuk lapisan/lembaran, kubus, dlsb.), dan

ditarik (membentuk kawat). Pada temperatur ruang, hampir semuanya merupakan padatan (kecuali Merkuri,

cairan)

Logam cenderung mempunyai energi ionisasi yang rendah, dan umumnya kehilangan elektron (misalnya, teroksidasi) ketika terjadi reaksi kimia.

o Logam Alkali selalu 1+ (kehilangan satu elektron pada subkulit s)

o Logam Alkal Tanah selalu 2+ (kehilangan dua elektron pada subkulit s)

o Ion logam Transisi tidak mempunyai pola khusus, muatan positif berada diantara 1+ sampai dengan 5+.

Senyawa berasal dari ikatan logam dengan non-logam cenderung bersifat ionik

Umumnya oksida logam bersifat basa, dan bereaksi dengan air menghasilkan hydroksida logam:

Oksida Logam + Air Logam hidroksida

Na2O(s) + H2O(l) 2NaOH(aq)

CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2(aq)

Oksida Logam menunjukkan sifat basa alamiahnya ketika bereaksi dengan asam menghasilkan garam dan air :

Oksida Logam + asam garam + air

MgO(s) + HCl(aq) MgCl2(aq) + H2O(l)

NiO(s) + H2SO4(aq) NiSO4(aq) + H2O(l)

Apa formula kimia dari aluminum oksida?

55

Al mempunyai muatan 3+, ion oksida adalah O2-, jadi Al2O3

Pada suhu ruang, apakah aluminum oksida akan berupa padat, cair, atau gas?

Oksida logam pada suhu ruang umumnya berada dalam bentuk padatan

Tuliskan persamaan kimia yang setimbang untuk reaksi aluminum oksida dengan asam nitrat:

Oksida logam + asam garam + air

Al2O3(s) + 6HNO3(aq) 2Al(NO3)3(aq) + 3H2O(l)

Non-Logam Bentuknya bervariasi Tidak berkilat

Merupakan penghantar panas dan listrik yang buruk

Umumnya mempunyai titik lelehnya lebih rendah daripada logam

Pada keadaan standar tujuh buah non-logam berada dalam bentuk molekul diatomik:

1. H2(g)

2. N2(g)

3. O2(g)

4. F2(g)

5. Cl2(g)

6. Br2(l)

7. I2(l) (cairan mudah menguap)

Non-logam, ketika bereaksi dengan logam, cenderung menangkap elektron (karakter untuk mencapai konfigurasi elektron gas mulia) dan menjadi anion :

Non-logam + Logam garam

3Br2(l) + 2Al(s) 2AlBr3(s)

Senyawa yang terbentuk seluruhnya dari non-logam adalah senyawa molekul (bukan senyawa ionik)

Umumnya Oksida non-Logam adalah oksida asam dan larut dalam air berekasi membentuk asam :

56

Oksida non-logam + air asam

CO2(g) + H2O(l) H2CO3(aq) (asam karbonat)

Oksida non-logam dapat bergabung dengan basa membentuk garam

Oksida non-logam + basa garam

CO2(g) + 2NaOH(aq) Na2CO3(aq) + H2O(l)

Metaloid

Metaloid mempunyai sifat berada diantara logam dan non-logam.

Misalnya Silikon terlihat berkilat, namun tidak dapat ditempa atau ditarik (untuk beberapa non-logam bersifat mudah patah). Mempunyai sifat penghantar panas dan listrik lebih buruk sekali dibanding logam. Metaloid sangat berguna dalam industri semikonduktor.

Sifat Logam dan non-Logam

Sifat Logam, sangat besar/kuat bagi unsur yang berada pada bagian terkiri dari tabel periodik unsur, dan cenderung menurun ke arah kanan tabel periodik (sifat non-logam lebih kuat).

Di dalam satu grup (kolom), sifat logam bertambah dari atas ke bawah (energi ionisasi cenderung turun dari atas ke bawah). Kecenderungan umum ini tidak terlihat pada unsur-unsur transisi.

Gambar 2.26. Kenaikan sifat logam dan non-logam dalam sistem periodik unsur.

VII. Kecenderungan Golongan: Logam Aktif

57

Sifat kelogaman bertambahSif

at k

elog

aman

ber

tam

bah

Sif

at k

e n

o-lo

gam

an b

erta

mb

ah

Sifat kenon-logaman bertambah

Sifat kelogaman

Golongan 1A: Logam Alkali

1A3 Li

11 Na

19 K

37 Rb

55 Cs

87 Fr

Kata "alkali" berasal dari bahasa Arab yang berarti "abu". Banyak senyawa natrium dan kalium diisolasi dari abu kayu (Na2CO3 dan K2CO3 yang banyak disebut sebagai "soda abu" dan "potash").

Ketika kita melihat dari atas ke bawah golongan (dari Li ke Fr) kita menemukan kecenderungan berikut:

Semua memiliki elektron tunggal dalam orbital valensi 's'-nya Titik leleh berkurang

Densitas bertambah

Jari-jari atom bertambah

Energi ionisasi berkurang (energi ionisasi tingkat pertama)

Logam Alkali memiliki nilai I1 terendah diantara unsur

Hal ini mewakili kemudahan elektron bebas pada orbital terluar untuk dipindahkan.

Logam alkali sangat reaktif, sangat mudah melepaskan 1 elektronnya untuk membentuk muatan +1:

M M+ + e-

Berdasarkan kereaktifannya, logam alkali ditemukan di alam hanya dalam bentuk senyawa. Logam alkali bergabung secara langsung dengan kebanyakan nonlogam:

Reaksi dengan hidrogen untuk membentuk hidrida

2M(s) + H2(g) 2MH(s)

(catatan : hidrogen yang ada pada logam hidrida bertindak sebagai ion hidrida H-)

Reaksi dengan sulfur menghasilkan senyawa sulfida

2M(s) + S(s) M2S(s)

Reaksi dengan klorin menghasilkan senyawa klorida

58

2M(s) + Cl2(g) 2MCl(s)

Logam alkali bereaksi dengan air membentuk gas hidrogen dan logam alkali hidroksida (sangat eksoterm)

2M(s) + 2H2O(l) 2MOH(aq) + H2(g)

Reaksi antara logam alkali dan oksigen lebih kompleks:

Reaksi umum adalah membentuk oksida logam yang mengandung ion O-2

4Li(s) + O2(g) 2Li2O(s) (lithium oksida)

Logam alkali lain dapat membentuk logam peroksida (mengandung ion O22-)

2Na(s) + O2(g) Na2O2(s) (natrium peroksida)

K, Rb dan Cs dapat juga membentuk superoksida (ion O2-)

K(s) + O2(g) KO2(s) (kalium superoksida)

Catatan :

Warna zat kimia dihasilkan ketika elektron valensi dalam sebuah atom tereksitasi dari tingkat energi satu ke tingkat energi yang lain oleh radiasi sinar tampak. Pada kasus ini, frekuensi cahaya yang mengeksitasi elektron diserap. Sehingga, sinar yang terlihat oleh kita adalah cahaya putih yang kekurangan satu atau lebih panjang gelombang. Logam alkali, setelah kehilangan elektron terluarnya, tidak lagi memiliki elektron yang dapat dieksitasi oleh radiasi sinar tampak. Garam logam alkali dan larutan aqueousnya tidak berwarna kecuali mengandung anion berwarna.

Ketika logam alkali dibakar, ion akan direduksi (mengikat sebuah elektron). Elektron dieksitasi (lompat ke orbital yang lebih tinggi) oleh tingginya temperatur pembakaran. Ketika elektron tereksitasi ini balik kembali ke orbital semula, maka sebuah photon dilepaskan. Transisi elektron valensi natrium dari subkulit 3p ke 3s menghasilkan pelepasan photon dengan panjang gelombang 589 nm (kuning)

Warna nyala:

Litium: merah keunguan Sodium: kuning

Potassium: putih/lilac

Golongan 2A: Logam Alkali Tanah

2A

59

4 Be

12 Mg

20 Ca

38 Sr

56 Ba

88 Ra

Dibandingkan dengan logam alkali, logam alkali tanah memiliki ciri-ciri:

Lebih keras Lebih padat

Meleleh pada temperatur lebih tinggi

Nilai energi ionisasi tingkat pertama (I1) dari logam alkali tanah tidak serendah logam alkali:

Logam alkali tanah kurang reaktif dibandingkan logam alkali (Be dan Mg adalah logam alkali tanah yang paling kurang reaktif)

Kalsium, dan unsur di bawahnya, bereaksi cepat dengan air pada suhu ruang:

Ca(s) + 2H2O(l) Ca(OH)2(aq) + H2(g)

Kemampuan logam alkali tanah untuk melepas 2 elektron valensinya terlihat dari kereaktifan Mg bereaksi dengan gas klorin dan oksigen:

Mg(s) + Cl2(g) MgCl2(s)

2Mg(s) + O2(g) 2MgO(s)

Ion +2 logam alkali tanah memiliki konfigurasi elektron seperti gas mulia dan karena itu membentuk senyawa tidak berwarna atau putih (kecuali anionnya berwarna).

Warna nyala:

Kalsium: merah bata Stronsium: merah keunguan

Barium: hijau

VIII. Kecenderungan Golongan: Non-logam Tertentu

HidrogenHidrogen memiliki konfigurasi elektron 1s1 dan ditempatkan di atas golongan logam alkali.

60

Hidrogen adalah non-logam, yang terjadi ketika gas (H2) di bawah kondisi normal.

Energi ionisasi seharusnya tinggi (berdasarkan kurangnya ‘shielding’, dan Zeff lebih tinggi) daripada logam dan lebih bersifat non-logam

Hidrogen secara umum bereaksi dengan non-logam lainnya untuk membentuk senyawa molekul (biasanya eksoterm)

Hidrogen bereaksi dengan logam aktif membentu logam hidrida yang mengandung ion hidrida H-:

2Na(s) + H2(g) 2NaH(s)

Hidrogen dapat juga kehilangan sebuah elektron untuk menghasilkan ion H+(aq)

Golongan 6A : Golongan Oksigen

6A8 O

16 S

34 Se

52 Te

84 Po

di alam dari atas ke bawah unsur golongan 6A lebih bersifat logam:

Oksigen adalah sebuah gas, lainnya padat Oksigen, sulfur dan selenium adalah non-logam

Tellurium adalah metaloid dengan beberapa sifat logam

Polonium adalah sebuah logam

Oksigen dapat ditemukan dalam dua bentuk molekul, O2 dan O3 (ozon). Kedua bentuk ini disebut allotrop (bentuk yang berbeda dari unsur yang sama dan keadaan yang sama)

3O2(g) 2O3(g) H = 284.6 kJ

Reaksinya bersifat endoterm, sehingga ozon kurang stabil dibandingkan O2

Oksigen memiliki kemampuan menarik elektron dari unsur lain (untuk meng"oksidasi"mereka)

Oksigen dalam kobinasi dengan logam hampir selalu ada sebagai ion O2- (yang memiliki konfigurasi elektron yang sama dengan gas mulia dan stabil)

Dua anion oksigen lain yang diobservasi: peroxida (O22-) dan superoxida (O2

-)

Sulfur

61

Sulfur juga ada pada beberapa bentuk allotropnya, allotrop yang paling stabil dan umum adalah padatan kuning S8.

Seperti oksigen, sulfur cenderung mengikat elektron dari unsur lain, dan membentuk sulfida (yang mengandung ion S2-).

16Na(s) + S8(s) 8Na2S(s)

Catatan : kebanyakan sulfur di alam berada sebagai senyawa logam-sulfur

Kimia sulfur lebih komplek dibandingkan oksigen

Golongan 7A: Halogen

7A9 F

17 Cl

35 Br

53 I

85 At

"Halogen" berasal dari bahasa Yunani berarti "pembentuk garam" Astatin bersifat radioaktif dan sangat jarang, dan beberapa sifatnya tidak diketahui

Semua halogen adalah non-logam

Pada kondisi standar, tiap unsur terdiri dari molekul diatomik

Warna halogen (diatomik) : (bukan warna nyala)

Fluorin : kuning pucat

Klorin : kuning hijau

Bromin : coklat kemerahan

Iodin : gas ungu

Halogen memiliki affinitas elektron yang tertinggi (proses eksoterm ketika mengikat sebuah elektron dari unsur lain)

Kimia halogen didominasi oleh kemampuannya untuk mengikat elektron dari unsur lain (membentuk ion halida)

X2 + 2e- 2X-

Fluorin dan klorin adalah halogen yang paling reaktif (affinitas elektron tertinggi). Fluorin akan mengikat elektron dari kebanyakan senyawa

Pada tahun 1992, sebanyak 22.3 miliar pon klorin telah diproduksi. Baik klorin dan natrium dapat diproduksi secara elektrolisis dari lelehan natrium klorida (garam meja).

62

Listrik yang digunakan untuk melepaskan elektron dari ion klorin dan mentransfernya ke ion natrium untuk menghasilkan gas klorin dan logam natrium padat.

Klorin bereaksi lambat dengan air untuk menghasilkan asam klorida dan asam hipoklorit:

Cl2(g) + H2O(l) HCl(aq) + HOCl(aq)

Asam hipoklorit merupakan suatu disinfektan, sehingga klorin sangat berguna sebagai tambahan pada air kolam renang.

Halogen bereaksi dengan kebanyakan logam untuk membentuk ion halida:

Cl2(g) + 2Na(s) 2NaCl(s)

Golongan 8A : Gas Mulia

8A2 He

10 Ne

18 Ar

36 Kr

54 Xe

86 Rn

Nonlogam Pada temperatur ruang berupa Gas

Monoatomik

Subkulit 's' dan 'p' terisi penuh

Energi ionisasi pertama tertinggi, namun akan berkurang dari atas ke bawah golongan

Rn sangat radioaktif dan beberapa sifatnya tidak diketahui.

Mereka dikenal tidak reaktif, kecuali Rn, Xe atau Kr yang energi ionisasi tingkat pertamanya sangat rendah.

Beberapa dapat bereaksi, dengan sebuah unsur yang memiliki kecenderungan untuk memindahkan elektron dari atom lain, seperti flourin.

Senyawa dari gas mulia:

XeF2

XeF4

XeF6

63

Hanya satu senyawa dengan Kr yang dapat dibentuk

KrF2

Tidak ada senyawa yang dapat dibentuk dengan He, Ne, atau Ar (gas inert)

64