fisika tumpak
TRANSCRIPT
BAB IPENGERTIAN ATOM
I. Pendahuluan
Atom adalah satuan unit terkecil dari sebuah unsur yang memiliki sifat-
sifat dasar tertentu. Setiap atom terdiri dari sebuah inti kecil yang terdiri dari
proton dan neutron dan sejumlah elektron pada jarak yang jauh. Pada tahun 1913
Neils Bohr pertama kali mengajukan teori kuantum untuk atom hydrogen. Model
ini merupakan transisi antara model mekanika klasik dan mekanika gelombang.
Karena pada prinsip fisika klasik tidak sesuai dengan kemantapan hidrogen atom
yang teramati. Model atom Bohr memperbaiki kelemahan model atom
Rutherford. Untuk menutupi kelemahan model atom Rutherford, Bohr
mengeluarkan empat postulat. Gagasan Bohr menyatakan bahwa elektron harus
mengorbit di sekeliling inti. Namun demikian, teori atom yang dikemukakan
oleh Neils Bohr juga memiliki banyak kelemahan. Model Bohr hanyalah
bermanfaat untuk atom-atom yang mengandung satu elektron tetapi tidak untuk
atom yang berelektron banyak.
Di awal abad ke-20, percobaan oleh Ernest Rutherford telah dapat
menunjukkan bahwa atom terdiri dari sebentuk awan difus elektron bermuatan
negatif mengelilingi inti yang kecil, padat, dan bermuatan positif. Berdasarkan
data percobaan ini, sangat wajar jika fisikawan kemudian membayangkan sebuah
model sistem keplanetan yang diterapkan pada atom, model Rutherford tahun
1911, dengan elektron-elektron mengorbit inti seperti layaknya planet mengorbit
matahari. Namun demikian, model sistem keplanetan untuk atom menemui
beberapa kesulitan. Sebagai contoh, hukum mekanika klasik (Newtonian)
memprediksi bahwa elektron akan melepas radiasi elektromagnetik ketika sedang
mengorbit inti. Karena dalam pelepasan tersebut elektron kehilangan energi, maka
lama-kelamaan akan jatuh secara spiral menuju ke inti. Ketika ini terjadi,
frekuensi radiasi elektromagnetik yang dipancarkan akan berubah. Namun
percobaan pada akhir abad 19 menunjukkan bahwa loncatan bunga api listrik yang
dilalukan dalam suatu gas bertekanan rendah di dalam sebuah tabung hampa akan
membuat atom atom gas memancarkan cahaya (yang berarti radiasi
1
elektromagnetik) dalam frekuensi-frekuensi tetap yang diskret. Pada tahun 1913,
Niels Bohr, fisikawan berkebangsaan Swedia, mengikuti jejak Einstein
menerapkan teori kuantum untuk menerangkan hasil studinya mengenai spektrum
atom hidrogen. Bohr mengemukakan teori baru mengenai struktur dan sifat-sifat
atom. Teori atom Bohr ini pada prinsipnya menggabungkan teori kuantum Planck
dan teori atom dari Ernest Rutherford yang dikemukakan pada tahun 1911. Bohr
mengemukakan bahwa apabila elektron dalam orbit atom menyerap suatu
kuantum energi, elektron akan meloncat keluar menuju orbit yang lebih tinggi.
Sebaliknya, jika elektron itu memancarkan suatu kuantum energi, elektron akan
jatuh ke orbit yang lebih dekat dengan inti atom.
a. Gagasan Kunci Model atom Bohr
Dua gagasan kunci adalah:
1. Elektron-elektron bergerak di dalam orbit-orbit dan memiliki momentum
yang terkuantisasi, dan dengan demikian energi yang terkuantisasi. Ini
berarti tidak setiap orbit, melainkan hanya beberapa orbit spesifik yang
dimungkinkan ada yang berada pada jarak yang spesifik dari inti.
2. Elektron-elektron tidak akan kehilangan energi secara perlahan-lahan
sebagaimana mereka bergerak di dalam orbit, melainkan akan tetap stabil
di dalam sebuah orbit yang tidak meluruh.
b. Postulat Dasar Model Atom Bohr
Ada empat postulat yang digunakan untuk menutupi kelemahan model atom
Rutherford, antara lain :
1. Atom Hidrogen terdiri dari sebuah elektron yang bergerak dalam suatu
lintas edar berbentuk lingkaran mengelilingi inti atom ; gerak elektron
tersebut dipengaruhi oleh gaya coulomb sesuai dengan kaidah mekanika
klasik.
2. Lintas edar elektron dalam hydrogen yang mantap hanyalah memiliki
harga momentum angular L yang merupakan kelipatan dari tetapan Planck
dibagi dengan 2π.
2
dimana n = 1,2,3,… dan disebut sebagai bilangan kuantum utama, dan h
adalah konstanta Planck.
3. Dalam lintas edar yang mantap elektron yang mengelilingi inti atom tidak
memancarkan energi elektromagnetik, dalam hal ini energi totalnya E
tidak berubah.
4. Jika suatu atom melakukan transisi dari keadaan energi tinggi EU ke
keadaan energi lebih rendah EI, sebuah foton dengan energi hυ=EU-EI
diemisikan. Jika sebuah foton diserap, atom tersebut akan bertransisi ke
keadaan energi rendah ke keadaan energi tinggi.
c. Model Atom Bohr
”Bohr menyatakan bahwa elektron-elektron hanya menempati orbit-
orbit tertentu disekitar inti atom, yang masing-masing terkait sejumlah
energi kelipatan dari suatu nilai kuantum dasar. (John Gribbin, 2002)”
Model Bohr dari atom hidrogen menggambarkan elektron-elektron
bermuatan negatif mengorbit pada kulit atom dalam lintasan tertentu
mengelilingi inti atom yang bermuatan positif. Ketika elektron meloncat
dari satu orbit ke orbit lainnya selalu disertai dengan pemancaran atau
penyerapan sejumlah energi elektromagnetik.
Menurut Bohr :
” Ada aturan fisika kuantum yang hanya mengizinkan sejumlah
tertentu elektron dalam tiap orbit. Hanya ada ruang untuk dua
elektron dalam orbit terdekat dari inti. (John Gribbin, 2005)”
3
Gambar. Model Atom Bohr
Model ini adalah pengembangan dari model puding prem (1904), model
Saturnian (1904), dan model Rutherford (1911). Karena model Bohr adalah
pengembangan dari model Rutherford, banyak sumber mengkombinasikan kedua
nama dalam penyebutannya menjadi model Rutherford-Bohr. Kunci sukses model
ini adalah dalam menjelaskan formula Rydberg mengenai garis-garis emisi
spektral atom hidrogen, walaupun formula Rydberg sudah dikenal secara
eksperimental, tetapi tidak pernah mendapatkan landasan teoritis sebelum model
Bohr diperkenalkan. Tidak hanya karena model Bohr menjelaskan alasan untuk
struktur formula Rydberg, ia juga memberikan justifikasi hasil empirisnya dalam
hal suku-suku konstanta fisika fundamental. Model Bohr adalah sebuah model
primitif mengenai atom hidrogen. Sebagai sebuah teori, model Bohr dapat
dianggap sebagai sebuah pendekatan orde pertama dari atom hidrogen
menggunakan mekanika kuantum yang lebih umum dan akurat, dan dengan
demikian dapat dianggap sebagai model yang telah usang. Namun demikian,
karena kesederhanaannya, dan hasil yang tepat untuk sebuah sistem tertentu,
model Bohr tetap diajarkan sebagai pengenalan pada mekanika kuantum.
Gambar. Model Bohr untuk atom hydrogen
4
1. Lintasan yang diizinkan untuk elektron dinomori n = 1, n = 2, n =3 dst.
Bilangan ini dinamakan bilangan kuantum, huruf K, L, M, N juga digunakan
untuk menamakan lintasan
2. Jari-jari orbit diungkapkan dengan 12, 22, 32, 42, …n2. Untuk orbit tertentu
dengan jari-jari minimum a0 = 0,53 Å
a0=4πε 0ℏ
2
me2
3 . Jika elektron tertarik ke inti dan dimiliki oleh orbit n, energi dipancarkan
dan energi elektron menjadi lebih rendah sebesar
Gambar. Tingkat-tingkat energi atom Hydrogen
5
En=−B
n2,
d. Tingkatan energi elektron dalam atom hidrogen
Model Bohr hanya akurat untuk sistem satu elektron seperti atom
hidrogen atau helium yang terionisasi satu kali. Penurunan rumusan
tingkat-tingkat energi atom hidrogen menggunakan model Bohr.
Penurunan rumus didasarkan pada tiga asumsi sederhana:
1. Energi sebuah elektron dalam orbit adalah penjumlahan energi kinetik
dan energi potensialnya:
dengan k = 1 / (4πε0), dan qe adalah muatan elektron.
2. Momentum sudut elektron hanya boleh memiliki harga diskret
tertentu:
dengan n = 1,2,3,… dan disebut bilangan kuantum utama, h adalah
konstanta Planck, dan .
3. Elektron berada dalam orbit diatur oleh gaya coulomb. Ini berarti gaya
coulomb sama dengan gaya sentripetal:
Dengan mengalikan ke-2 sisi persamaan (3) dengan r didapatkan:
Suku di sisi kiri menyatakan energi potensial, sehingga persamaan
untuk energi menjadi:
6
Dengan menyelesaikan persamaan (2) untuk r, didapatkan harga jari-
jari yang diperkenankan:
Dengan memasukkan persamaan (6) ke persamaan (4), maka
diperoleh:
Dengan membagi kedua sisi persamaan (7) dengan mev didapatkan
Dengan memasukkan harga v pada persamaan energi (persamaan (5)), dan
kemudian mensubstitusikan harga untuk k dan , maka energi pada tingkatan
orbit yang berbeda dari atom hidrogen dapat ditentukan sebagai berikut:
7
Dengan memasukkan harga semua konstanta, didapatkan,
Dengan demikian, tingkat energi terendah untuk atom hidrogen (n = 1)
adalah -13.6 eV. Tingkat energi berikutnya (n = 2) adalah -3.4 eV. Tingkat energi
ketiga (n = 3) adalah -1.51 eV, dan seterusnya. Harga-harga energi ini adalah
negatif, yang menyatakan bahwa elektron berada dalam keadaan terikat dengan
proton. Harga energi yang positif berhubungan dengan atom yang berada dalam
keadaan terionisasi yaitu ketika elektron tidak lagi terikat, tetapi dalam keadaan
tersebar. Dengan teori kuantum, Bohr juga menemukan rumus matematika yang
dapat dipergunakan untuk menghitung panjang gelombang dari semua garis yang
muncul dalam spektrum atom hidrogen. Nilai hasil perhitungan ternyata sangat
cocok dengan yang diperoleh dari percobaan langsung. Namun untuk unsur yang
lebih rumit dari hidrogen, teori Bohr ini ternyata tidak cocok dalam meramalkan
panjang gelombang garis spektrum. Meskipun demikian, teori ini diakui sebagai
langkah maju dalam menjelaskan fenomena-fenomena fisika yang terjadi dalam
tingkatan atomik. Teori kuantum dari Planck diakui kebenarannya karena dapat
dipakai untuk menjelaskan berbagai fenomena fisika yang saat itu tidak bisa
diterangkan dengan teori klasik.
8
e. Kelebihan dan Kelemahan Teori Bohr
# Kelebihan
1. Keberhasilan teori Bohr terletak pada kemampuannya untuk
meeramalkan garis-garis dalam spektrum atom hidrogen
2. Salah satu penemuan adalah sekumpulan garis halus, terutama jika
atom-atom yang dieksitasikan diletakkan pada medan magnet
# Kelemahan
1. Struktur garis halus ini dijelaskan melalui modifikasi teori
Bohr tetapi teori ini tidak pernah berhasil memerikan
spektrum selain atom hydrogen
2. Belum mampu menjelaskan adanya stuktur halus(fine
structure) pada spectrum, yaitu 2 atau lebih garis yang
sangat berdekatan
3. Belum dapat menerangkan spektrum atom kompleks
4. Itensitas relatif dari tiap garis spektrum emisi.
5. Efek Zeeman, yaitu terpecahnya garis spektrum bila atom
berada dalam medan magnet.
9
BAB IISTRUKTUR ATOM
A. PENGERTIAN DASAR
1. Partikel dasar : partikel-partikel pembentuk atom yang terdiri dari
elektron, proton den neutron.
1. Proton : partikel pembentuk atom yang mempunyai massa
sama dengan
satu sma (amu) dan bermuatan +1.
2. Neutron : partikel pembentuk atom yang bermassa satu
sma (amu) dan
netral.
3. Elektron : partikel pembentuk atom yang tidak mempunyai
massa dan
bermuatan -1.
2. Nukleus : Inti atom yang bermuatan positif, terdiri dari proton
den
neutron.
3. Notasi unsur : z
A dengan X : tanda atom (unsur)
Z : nomor atom = jumlah elektron
(e) = jumlah proton (p)
A : bilangan massa = jumlah proton + neutron
Pada atom netral, berlaku: jumlah elektron = jumlah proton.
4. Atom tak netral : atom yang bermuatan listrik karena kelebihan
atau kekurangan elektron bila dibandingkan dengan atom
netralnya. Atom bermuatan positif bila kekurangan elektron,
disebut kation. Atom bermuatan negatif bila kelebihan elektron,
disebut anion.
Contoh:
- Na+ : kation dengan kekurangan 1 elektron
- Mg2- : kation dengan kekurangan 2 elektron
- Cl- : anion dengan kelebihan 1 elektron
10
- O2 : anion dengan kelebihan 2 elektron
5. Isotop : unsur yang nomor atomnya sama, tetapi berbeda bilangan
massanya.
6. Isobar : unsur yang bilangan massanya sama, tetapi berbeda
nomor atomnya.
7. Isoton : unsur dengan jumlah neutron yang sama.
8. Iso elektron: atom/ion dengan jumlah elektron yang
sama.
B. BILANGAN KUANTUM
Untuk menentukan kedudukan suatu elektron dalam atom, digunakan 4
bilangan kuantum.
1. Bilangan kuantum utama (n): mewujudkan lintasan elektron dalam
atom. n mempunyai harga 1, 2, 3, .....
- n = 1 sesuai dengan kulit K
- n = 2 sesuai dengan kulit L
- n = 3 sesuai dengan kulit M
- dan seterusnya
Tiap kulit atau setiap tingkat energi ditempati oleh sejumlah elektron.
Jumlah elektron maksimmm yang dapat menempati tingkat energi itu harus
memenuhi rumus Pauli = 2n2.
Contoh:
kulit ke-4 (n=4) dapat ditempati maksimum= 2 x 42 elektron = 32 elektron
2. Bilangan kuantum azimuth (l) : menunjukkan sub kulit dimana elektron
itu bergerak sekaligus menunjukkan sub kulit yang merupakan penyusun
suatu kulit. Bilangan kuantum azimuth mempunyai harga dari 0 sampai
dengan (n- 1).
n = 1 ; l = 0 ; sesuai kulit K
n = 2 ; l = 0, 1 ; sesuai kulit L
11
n = 3 ; l = 0, 1, 2 ; sesuai kulit M
n = 4 ; l = 0, 1, 2, 3 ; sesuai kulit N dan seterusnya
Sub kulit yang harganya berbeda-beda ini diberi nama khusus:
l = 0 ; sesuai sub kulit s (s = sharp)
l = 1 ; sesuai sub kulit p (p = principle)
l = 2 ; sesuai sub kulit d (d = diffuse)
l = 3 ; sesuai sub kulit f (f = fundamental)
3. Bilangan kuantum magnetik (m): mewujudkan adanya satu atau
beberapa tingkatan energi di dalam satu sub kulit. Bilangan kuantum
magnetik (m) mempunyai harga (-l) sampai harga (+l). Untuk:
l = 0 (sub kulit s), harga m = 0 (mempunyai 1 orbital)
l = 1 (sub kulit p), harga m = -1, O, +1 (mempunyai 3 orbital)
l = 2 (sub kulit d), harga m = -2, -1, O, +1, +2 (mempunyai 5 orbital)
l = 3 (sub kwit f) , harga m = -3, -2, O, +1, +2, +3 (mempunyai 7 orbital)
4. Bilangan kuantum spin (s): menunjukkan arah perputaran electron pada
sumbunya. Dalam satu orbital, maksimum dapat beredar 2 elektron dan
kedua elektron ini berputar melalui sumbu dengan arah yang berlawanan,
dan masing-masing diberi harga spin +1/2 atau -1/2.
Materi terdiri atas atom. Oleh karena kimia mempelajari materi, teori atom
merupakan fondasi logis kimia. Namun, kimia tidak berbasiskan atom saja. Kimia
pertama akan muncul ketika atom bergabung membentuk molekul. Proses yang
menjelaskan bagaimana karakter hubungan atom dengan atom, yakni
pembentukan ikatan kimia sangat berperan dalam perkembangan kimia. Untuk
memahami ikatan kimia dengan sebenarnya diperlukan dukungan mekanika
kuantum. Kini mekanika kuantum merupakan bagian yang tak terpisahkan dari
kimia. Jadi mekanika kuantum sangat diperlukan bagi yang ingin mempelajari
betapa pentingnya ikatan kimia.
12
C. TEORI IKATAN KIMIA
1. Afinitas kimia
Teori atom adalah premis untuk konsep ikatan kimia. Namun, teori
afinitas lebih disukai kimiawan abad 18 mungkin dapat dianggap sebagai asal
teori ikatan kimia modern, walaupun afinitas kimia merupakan teori reaksi kimia.
Dasar teori afinitas adalah konsep „like attract like“, sesama manarik sesama.
Kimiawan Perancis Étienne François Geoffroy (1672-1731) membuat tabel
dengan enambelas jenis zat didaftarkan dalam urutan afinitasnya pada zat lain
Karya ini memiliki signifikansi historis karena orang dapat memprediksi hasil
reaksi dengan bantuan Gambar
2. Dualisme Elektrokimia
Dualisme elektrokimia adalah teori ikatan kimia rasional yang
pertama, dan teori ini diusulkan oleh Davy, Berzelius dkk di pertengahan pertama
abad 19. Dasar teori Berzelius adalah sebagai berikut: atom berbagai unsur
bermuatan positif atau negatif dalam jumlah yang berbeda, dan muatan ini adalah
gaya dorong pembentukan zat. Misalnya, tembaga bermuatan listrik positif dan
oksigen bermuatan negatif. Tembaga oksida terbentuk dengan kombinasi kedua
unsur tersebut masih sedikit positif. Hal ini yang menyebabkan umumnya oksida
logam yang agak positif dan air yang agak negatif bereaksi satu sama lain
13
menghasilkan hidroksida. Penemuan bahwa elektrolisis oksida logam alkali
menghasilkan logam dan oksigen dengan baik dijelaskan dengan dualism
elektrokimia. Namun, ditemukan beberapa kasus yang tidak cocok dengan teori
ini. Menurut aksioma Berzelius, atom hidrogen bermuatan positif dan atom
khlorin bersifat negatif. Menurut teori Berzelius, walaupun asam asetat,
CH3COOH, bersifat asam, asam trikhloroasetat, CCl3COOH, seharusnya basa.
Berzelius percaya b ahwa muatan listrik adalah asal usul keasaman dan kebasaan.
Karena penukaran hidrogen dengan khlorin, yang muatannya berlawanan, akan
membentuk basa. Faktanya asam trikhloroasetat asam, bahkan lebih asam dari
asam asetat Dualisme elektrokimia dengan demikian perlahan ditinggalkan.
3. Teori Valensi
Banyak senyawa organik yang telah disintesis sebelum masa itu, dan
strukturnya telah ditentukan dengan analisis kimia. Karena dijumpai banyak
senyawa yang secara kimia mirip (misalnya, dalam nomenklatur saat ini sifat-sifat
deret asam karboksilat), kimiawan mengusulkan beberapa teori untuk
mengklasifikasikan dan mengurutkan kemiripan sifat ini. Menurut salah satu teori,
satu radikal (misalnya radikal benzoil, C7H5O–) yang terdiri dari beberapa atom
dianggap ekuivalen dengan satu atom dalam senyawa anorganik.
D. TEORI IKATAN KIMIA BERDASARKAN TEORI BOHR
1 Ikatan ionik:
Untuk mengetahui ikatan kimia dengan lebih dalam, atom harus
dikenal dengan lebih dalam. Daro awal abad 20, pemahaman ilmuwan tentang
struktur atom bertambah mendalam, dan hal ini mempercepat perkembangan teori
ikatan kimia. Kimiawan Jerman Albrecht Kossel (1853-1927) menganggap
kestabilan gas mulia disebabkan konfigurasi elektronnya yang penuh (yakni,
konfigurasi elektron di kulit terluarnya, kulit valensi, terisi penuh). Ia berusaha
memperluas interpretasinya ke atom lain. Atom selain gas mulia cenderung
mendapatkan muatan listrik (elektron) dari luar atau memberikan muatan listrik ke
luar, bergantung apakah jumlah elektron di kulit terluarnya lebih sedikit atau
14
lebihbanyak dari atom gas mulia yang terdekat dengannya. Bila suatu atom
kehilangan elektron, atom tersebut akan menjadi kation yang memiliki jumlah
elektron yang sama dengan gas mulia terdekat, sementara bila atom mendapatkan
elektron, atom tersebut akan menjadi anion yang memiliki jumlah elektron yang
sama dengan atom gas mulia terdekatnya. Ia menyimpulkan bahwa gaya dorong
pembentukan ikatan kimia adalah gaya elektrostatik antara kation dan anion.
Ikatan kimia yang dibentuk disebut dengan ikatan ionik. Kulit K dan L atom
natrium terisi penuh elektron, tetapi hanya ada satu elektron di kulit terluar (M).
Jadi natrium dengan mudah kehilangan satu elektron terluar ini menjadi ion
natrium Na+ yang memiliki konfigurasi elektron yang sama dengan atom neon Ne
(1s22s22p6). Konfigurasi elektron atom khlor (1s22s22p63s23p5). Bila satu atom
khlorin menangkap satu elektron untuk melengkapi kulit M-nya agar menjadi
terisi penuh, konfigurasi elektronnya menjadi identik dengan konfigurasi elektron
argon Ar. Pada waktu itu, sruktur kristal natrium khlorida telah dianalisis dengan
analisis kristalografik sinar- X, dan keberadaan ion natrium dan khlorida telah
diyakini. Jelas tidak ada pertentangan antara teori Kossel dan fakta sepanjang
senyawa ion yang dijelaskan. Namun, teori ini belum lengkap, seperti dalam kasus
dualisme elektrokimia, dalam hal teori ini gagal menjelaskan fakta
ekesperimen seperti pembentukan senyawa hidrogen atau tidak
diamatinya kation C4+ atau anion C4–.
2. Ikatan kovalen
Sekitar tahun 1916, dua kimiawan Amerika, Gilbert Newton Lewis
(1875-1946) dan Irving Langmuir (1881-1957), secara independen menjelaskan
apa yang tidak terjelaskan oleh teori teori Kossel dengan memperluasnya untuk
molekul non polar. Titik krusial teori mereka adalah penggunaan bersama elektron
oleh dua atom sebagai cara untuk mendapatkan kulit terluar yang diisi penuh
elektron. Penggunaan bersama pasangan elektron oleh dua atom atau ikatan
kovalen adalah konsep baru waktu itu. Teori ini kemudian diperluas menjadi
teori oktet. Teori ini menjelaskan, untuk gas mulia (selain He), delapan elektron
dalam kulit valensinya disusun seolah mengisi kedelapan pojok kubus sementara
untuk atom lain, beberapa sudutnya tidak diisi elektron. Pembentukan ikatan
15
kimia dengan penggunaan bersama pasangan elektron dilakukan dengan
penggunaan bersama rusuk atau bidang kubus. Dengan cara ini dimungkinkan
untuk memahami ikatan kimia yang membentuk molekul hidrogen. Namun,
pertanyaan paling fundamental, mengapa dua atom hidrogen bergabung, masih
belum terjelaskan. Sifat sebenarnya ikatan kimia masih belum terjawab.
3. Ikatan koordinat
Dengan menggabungkan teori valensi dengan teori ikatan ion dan
kovalen, hampir semua ikatan kimia yang diketahui di awal abad 20 dapat
dipahami. Namun, menjelasng akhir abad 19, beberapa senyawa yang telah
dilaporkan tidak dapat dijelaskan dengan teori Kekulé dan Couper. Bila teori
Kekulé dan Couper digunakan untuk mengintepretasikan struktur garam luteo,
senyawa yang mengandung kation logam dan aminua dengan rumus rasional
Co(NH3)6Cl3, maka struktur singular harus diberikan. Struktur semacam ini
tidak dapat diterima bagi kimiawan Swiss Alfred Werner (1866-1919). Ia
mengusulkan bahwa beberapa unsur termasuk kobal memiliki valensi tambahan,
selain valensi yang didefinisikan oleh Kekulé dan Couper, yang oleh Werner
disebut dengan valensi utama. Menuru Werner, atom kobalt dalam garam luteo
berkombinasi dengan tiga anion khlorida dengan valensi utamanya (trivalen) dan
enam amonia dengan valensi tambahannya (heksavalen) membentuk suatu
oktahedron dengan atom kobaltnya di pusat.
16
Setelah melalui debat panjang, kebenaran teori Werner diterima umum,
dan diteumkan bahwa banyak senyawa lain yang memiliki valensi tambahan.
Dalam senyawa-senyawa ini, atomnya (atau ionnya) yang memerankan peranan
kobalt disebut dengan atom pusat, dan molekul yang memerankan seperti amonia
disebut dengan ligan. Sifat sebenarnya dari valensi tambahan ini diungkapkan
oleh kimiawan Inggris Nevil Vincent Sidgewick (1873-1952). Ia mengusulkan
sejenis ikatan kovalen dengan pasangan elektron yang hanya disediakan oleh
salah satu atom, yakni ikatan koordinat.. Jadi atom yang menerima pasangan
elektron harus memiliki orbital kosong yang dapat mengakomodasi pasangan
elektron. Kekulé telah mengungkapkan amonium khlorida sebagai NH3 ・ HCl.
Menurut Sidgewick, asuatu iktan koordiant dibentuk oleh atom nitrogen dari
amonia dan proton menghasilkan ion ammonium NH4 +, yang selanjutnya
membentuk ikatan ion dengan ion khlorida menghasilkan ammonium khlorida.
17
E. TEORI KUANTUM IKATAN KIMIA1. Metoda Heitler dan London
Sebagaimana dipaparkan di bagian 2.3, teori Bohr, walaupun merupakan
model revolusioner, namun gagal menjelaskna mengapa atom membentuk ikatan.
Teori Lewis-Langmuir tentang ikatan kovalen sebenarnya kualitatif, dan gagal
memberikan jawaban pada pertanyaan fundamental mengapa atom membentuk
ikatan, atau mengapa molekul lebih stabil daripada dua atom yang
membentuknya. Masalah ini diselesaikan dengan menggunakan mekanika
kuantum (mekanika gelombang). Segera setelah mekanika kuantum dikenalkan,
fisikawan Jerman Walter Heitler (1904-1981) dan fisikawan Jerman/Amerika
Fritz London (1900-1954) berhasil menjelaskan pembentukan molekul hydrogen
dengan penyelesaian persamaan gelombang sistem yang terdiri atas dua atom
hidrogen dengan pendekatan. Sistemnya adalah dua proton dan dua elektron
(gambar 3.5(a)). Mereka menghitung energi sistem sebagai fungsi jarak antar
atom dan mendapatkan bahwa ada lembah dalam yang berkaitan dengan energi
minimum yang diamati dalam percobaan (yakni pada jarak ikatan) tidak
dihasilkan. Mereka mengambil pendekatan lain: mereka menganggap sistem
dengan elektron yang posisinya dipertukarkan (gambar 3.5(b)), dan menghitung
ulang dengan asumsi bahwa dua system harus menyumbang sama pada
pembentukan ikatan. Mereka mendapatkan kemungkinan pembentukan ikatan
meningkat, dan hasil yang sama dengan hasil percobaan diperoleh.
18
Metoda Heitler dan London adalah yang pertama berhasil menjelaskan
dengan kuantitatif ikatan kovalen. Metoda ini memiliki potensi untuk menjelaskan
tidak hanya ikatan yang terbentuk dalam molekul hidroegn, tetapi ikatan kimia
secara umum.
2. Pendekatan ikatan valensi
Marilah kita perhatikan metoda Heitler dan London dengan detail. Bila
dua atom hidrogen dalam keadaan dasar pada jarak tak hingga satu sama lain,
fungsi gelombang sistemnya adalah 1s1(1)1s2(2) (yang berkaitan dengan keadaan
dengan elektron 1 berkaitan dengan proton 1 dan elektron 2 berhubungan dengan
proton 2 sebagaimana diperlihtakna di gambar 3.5(a) (atau 1s1(2)1s2(1) yang
berkaitan dengan keadaan dimana elektron 2 terikat di proton 1 dan elektron 1
berikatan dengan proton 2 sebagaimana diperlihatkan gambar 3.5(b)). Bila dua
proton mendekat, menjadi sukar untuk membedakan dua proton. Dalam kasus ini,
sistemnya dapat didekati dengan mudah kombinasi linear dua fungsi gelombang.
c Pendekatan orbital molekul
Metoda VB dikembangkan lebih lanjut oleh ilmuwan Amerika
termasuk John Clarke Slater (1900- 1978) dan Linus Carl Pauling (1901-1994).
Namun, kini metoda orbital molekul (molecular orbital, MO) jauh lebih populer.
Konsep dasar metoda MO dapat dijelaskan dengan mudah dengan mempelajari
19
molekul tersederhana, ion molekul H2 + (-h2/8π2m)∇2Ψ + VΨ = EΨ maka, (-
h2/8π2m)∇2Ψ +e2/4πε0[(-1/r1) -(1/r2) + (1/R)]Ψ = EΨ
F. JENIS IKATAN KIMIA LAIN
1. Ikatan logam
Setelah penemuan elektron, daya hantar logam yang tinggi dijelaskan
dengan menggunakan model elektron bebas, yakni ide bahwa logam kaya akan
elektron yang bebas bergerak dalam logam. Namun, hal ini tidak lebih dari model.
Dengan kemajuan mekanika kuantum, sekitar tahun 1930, teori MO yang mirip
dengan yang digunakan dalam molekul hidrogen digunakan untuk masalah kristal
logam. Elektron dalam kristal logam dimiliki oleh orbital-orbital dengan nilai
energi diskontinyu, dan situasinya mirip dengan elektron yang mengelilingi inti
atom. Namun, dengan meingkatnya jumlah orbital atom yang berinteraksi banyak,
celah energi dari teori MO menjadi lebih sempit, dan akhirnya perbedaan antar
tingkat-tingkat energi menjadi dapat diabaikan. Akibatnya banyak tingkat energi
akan bergabung membentuk pita energi dengan lebar tertentu. Teori ini disebut
dengan teori pita. Tingkat energi logam magnesium merupakan contoh teori pita
yang baik. Elektron yang ada di orbital 1s, 2s dan 2p berada di dekat inti, dan
akibatnya terlokalisasi di orbital-orbital tersebut. Hal ini ditunjukkan di bagian
bawah. Namun, orbital 3s dan 3p bertumpang tindih dan bercampur satu dengan
yang lain membentuk MO. MO ini diisi elektron sebagian, sehingga elektron-
elektron ini secara terus menerus dipercepat oleh medan listrik menghasilkan arus
listrik. Dengan demikian, magnesium adalah konduktor. Bila orbital-orbital
20
valensi (s) terisi penuh, elektron-elektron ini tidak dapat digerakkan oleh medan
listrik kecuali elektron ini lompat dari orbital yang penuh ke orbital kosong di
atasnya. Hal inilah yang terjadi dalam isolator.
b Ikatan hidrogen
Awalnya diduga bahwa alasan mengapa hidrogen fluorida HF
memiliki titik didih dan titik leleh yang lebih tinggi dibandingkan hidrogen halida
lain (gambar 3.9) adalah bahwa HF ada dalam bentuk polimer. Alasan tepatnya
tidak begitu jelas untuk kurun waktu yang panjang. Di awal tahun 1920-an,
dengan jelas diperlihatkan bahwa polimer terbentuk antara dua atom flourin yang
mengapit atom hidrogen. Sangat tingginya titik didih dan titik leleh air juga
merupakan masalah yang sangat menarik. Di awal tahun 1930-an, ditunjukkan
bahwa dua atom oksigen membentk ikatan yang mengapit hidrogen seperti dalam
kasus HF. Kemudian diketahui bahwa ikatan jenis ini umum didapatkan dan
disebut dengan ikatan hidrogen.
21
Ikatan hidrogen dengan mudah terbentuk bila atom hidroegen terikat pada
atom elektronegatif seperti oksigen atau nitrogen. Fakta bahwa beberapa senyawa
organik dengan gugus hidroksi – OH atau gugus amino –NH2 relatif lebih larut
dalam air disebabkan karena pembentukan ikatan hidrogen dengan molekul air.
Dimerisasi asam karboksilat seperti asama asetat CH3COOH juga merupakan
contoh yang sangat baik adanya ikatan hidrogen.
22
c Ikatan Van der Waals
Gaya dorong pembentukan ikatan hidrogen adalah distribusi muatan
yang tak seragam dalam molekul, atau polaritas molekul (dipol permanen).
Polaritas molekul adalah sebab agregasi molekul menjadi cair atau padat. Namun,
molekul non polar semacam metana CH4, hidrogen H2 atau He antarmolekul.
(molekul monoatomik) dapat juga dicairkan, dan pada suhu yang sangat rendah,
mungkin juga dipadatkan. Hal ini berarti bahwa ada gaya agreagasi antar molekul-
molekul ini.. Gaya semacam ini disebut dengan gaya antarmolekul.
Ikatan hidrogen yang didiskusikan di atas adalah salah satu jenis gaya
antarmolekul. Gaya antarmolekul khas untuk molekul non polar adalah gaya van
der Waals. Asal usul gaya ini adalah distribusi muatan yang sesaat tidak seragam
(dipol sesaat) yang disebabkan oleh fluktuasi awan elektron di sekitar inti. Dalam
kondisi yang sama, semakin banyak jumlah elektron dalam molekul semakin
mudah molekul tersebut akan dipolarisasi sebab elektron-elektronnya akan
tersebar luas. Bila dua awan elektron mendekati satu sama lain, dipol akan
terinduksi ketika awan electron mempolarisasi sedemikian sehingga menstabilkan
yang bermuatan berlawanan. Dengan gaya van der Waals suatu sistem akan
terstabilkan sebesar 1 kkal mol–1. Bandingkan harga ini dengan nilai stabilisasi
yang dicapai dengan pembentukan ikatan kimia (dalam orde 100 kkal mol–1).
Kimiawan kini sangat tertarik dengan supramolekul yang terbentuk dengan
agregasi molekul dengan gaya antarmolekul.
23
BAB IIIKONFIGURASI ELEKTRON DALAM ATOM
Atom dengan lebih dari satu elektron akan memberikan persamaan
Schrödinger yang rumit, karena setiap elektron tidak hanya mendapat gaya tarik
dari inti atom saja melainkan juga mendapat gaya tolak dari elektron-elektron
yang lain. Kita akan mencoba melihat persamaan yang masih bisa disederhanakan
dengan pengabaianpengabaian tertentu, yaitu atom dengan dua elektron. Setelah
itu kita akan langsung mempelajari konfigurasi elektron dalam atom. Marcelo
Alonso dan J.D. Finn, dan juga Daniel D. Pollock, membahas konfigurasi elektrón
dalam atom ini dengan cukup rinci. [1.3]. Dalam pembahasan berikut ini kita akan
menyertakan pula pemahaman mengenai orbital serta grup-grup unsure yang
merupakan pelajaran kimia tingkat awal. Kita akan melihat pula pengertian
mengenai energi ionisasi serta afinitas elektron unsur-unsur. Energi potensial dari
keseluruhan atom dapat dinyatakan dengan:
Suku kedua selalu berubah karena posisi setiap elektron berubah setiap
saat.. Oleh karena itu kita tidak dapat mengetahui potensial dari setiap dan tidak
dapat menghitung energi masing-masing elektron secara terpisah melainkan hanya
bias melihat potensial atom secara keseluruhan. Persoalan atom dengan banyak
electron tidak dapat dipecahkan secara eksak. Kita akan mengambil contoh atom
dengan dua elektrton. Misalkan r1 dan r2 berturutturut adalah jarak ke inti atom
dari elektron pertama dan elektron ke-dua, sedangkan r12 adalah jarak antara
elektron pertama dan elektron ke-dua. Dengan dua electron ini persamaan menjadi
24
Pemecahan persamaan hanya dapat dipecahkan secara pendekatan.
Sebagai pendekatan pertama kita mengabaikan adanya interaksi antara kedua
elektron; ini berarti suku ke-3 ruas kanan (5.2) diabaikan. Dengan cara ini setiap
elektron dapat di perlakukan seperti elektron pada atom yang hanya memiliki satu
elektron. Menggunakan relasi (4.11), dengan Z = 2, energi elektron menjadi
a. Konfigurasi Elektron Dalam Atom Netral
Dalam melihat konfigurasi elektron dalam atom, pertama-tama kita perlu
melihat kombinasi yang mungkin dari bilangan kuantum ml dan ms untuk setiap
nilai dari momentum sudut l. Untuk setiap nilai l terdapat 2l + 1 nilai ml dan
setiap pasangan l dan ml dapat mengakomodasi dua elektron masing-masing
dengan ms = + ½ dan ms = – ½ . Dengan mengikuti prinsip Pauli, maka jumlah
maksimum elektron yang bias terakomodasi pada status nl adalah 2(2l + 1) seperti
terlihat pada Tabel:
Sebagaimana telah kita pelajari, setiap tingkat energi yang ditentukan oleh n,
terdapat n momentum sudut yang memiliki energi yang sama, dengan nilai l mulai
dari l = 0 sampai l = (n – 1). Tabel-5.2 menunjukkan jumlah elektron maksimum
untuk setiap tingkat energi dan jumlah elektron yang dapat diakomodasi oleh
sebuah atom sampai tingkat energi ke-n.
25
Orbital. Aplikasi persamaan Schrödinger memberikan pengertian
kemungkinan keberadaan elektron di sekitar inti atom. Jadi kita tidak mengetahui
dengan pasti di mana elektron berada. Kita katakan bahwa elektron berada dalam
satu orbital tertentu. Pengertian orbital elektron berbeda dengan orbit planet. Kita
ambil contoh atom H (hidrogen), yang memiliki satu elektron yang berada pada
orbital-nya di sekeliling inti. Kita tidak bisa menggambarkan orbital ini secara
tajam sebagaimana kita menggambarkan orbit bumi. Orbital electron lebih
merupakan daerah atau ruangan di sekitar inti, di mana electron mungkin berada.
Posisi electron tidaklah pasti, akan tetapi ia berada dalam daerah yang kita sebut
orbital tersebut. Gambar memperlihatkan salah satu orbital yang disebut orbital
1s, yaitu orbital yang paling dekat dengan inti atom. Ruang yang diberi titik-titik
adalah ruang di mana elektron mungkin berada. Makin rapat digambarkan titik-
titik tersebut, makin besar kemungkinan elektron ditemukan di daerah itu. Dengan
gambaran ini, orbital disebut pula awan electron (electron cloud). Orbital 1s
memiliki simetri bola, dimensi. Selain orbital 1s, terdapat pula orbital 2s, 3s, dan
seterusnya, dan mereka juga memiliki simetri bola. Orbital 1s adalah yang paling
dekat dengan inti. Orbital 2s lebih jauh dari inti dibandingkan dengan 1s. Orbital
3s lebih jauh lagi dari 2s, dan seterusnya.
Angka-angka di depan huruf s menunjukkan tingkat energi (n = 1, 2, 3,
dst), sedang huruf s itu sendiri adalah nama dari obital, sesuai dengan status
momentum sudut. Jadi 1s adalah orbital s pada tingkat energi yang pertama dan
ini adalah satu-satunya orbital yang ada di tingkat energi yang pertama ini.
Selanjutnya, 2s adalah orbital s pada tingkat energi yang kedua, namun ia bukan
satu-satunya orbital; di tingkat energi yang kedua ini ada orbital lain yang disebut
orbital p. Berikutnya, 3s adalah orbital s pada tingkat energi yang ketiga dan
selain orbital s, pada tingkat energy ketiga ini ada orbital p dan orbital d. Jika
26
orbital s memiliki simetri bola, tidak demikian halnya dengan orbital p; orbital ini
agak sulit untuk digambarkan. Walaupun demikian akan kita lihat pada saatnya
nanti. Setiap orbital s hanya dapat dihuni oleh dua electron dan kedua electron
harus berkarakter berbeda, yaitu mereka harus memiliki spin yang berlawanan.
Dengan demikian maka atom H (hidrogen) yang hanya memiliki satu elektron,
elektron itu akan menempati orbital 1s. Atom He (helium) memiliki dua elektron
dan keduanya berada di orbital yang sama yaitu 1s, karena mereka memiliki spin
yang berlawanan. Atom Li (lithium) memiliki 3 elektron. Dua elektron menempati
orbital 1s dan karena 1s adalah satu-satunya orbital di tingkat energi yang pertama
ini, maka elektron yang ketiga harus menempati orbital di tingkat energi yang
kedua, yaitu 2s. Atom Be (berilium) memiliki 4 elektron. Dua elektron akan
menempati orbital 1s, dua elektron lagi menempati 2s. Dengan demikian maka
orbital 1s dan 2s penuh terisi elektron. Atom B (boron) memiliki 5 elektron. Dua
elektron menempati 1s, dua electron menempati 2s. Elektron kelima masih bisa
berada pada tingkat energi yang kedua karena di tingkat energi ini masih tersedia
orbital p. Jadi pada atom B, dua electron di 1s, dua elektron di 2s, dan satu
elektron di 2p. Tidak seperti orbital s yang simetri bola, orbital p memiliki simetri
mengerucut pada tiga arah yang tegak lurus satu sama lain yang biasanya di beri
tanda arah x, y, z. Gambar dibawah memperlihatkan posisi orbital 2p yang
memiliki tiga arah yang biasa disebut px, py, dan pz. Masing-masing arah orbital
ini mampu menampung dua elektron. Jadi untuk keseluruhan orbital p, ada enam
elektron yang bisa ditampung. Oleh karena itu tingkat energi yang kedua dapat
menampung delapan elektron, dua di 2s dan enam di 2p.
27
Atom C (karbon) memiliki 6 elektron. Dua di 1s, dua di 2s, dan dua di 2p.
Atom N (nitrogen) memiliki 7 elektron. Dua di 1s, dua di 2s, dan tiga di 2p.
Atom O (oksigen) memiliki 8 elektron. Dua di 1s, dua di 2s, dan empat di 2p.
Atom F (fluor) memiliki 9 elektron. Dua di 1s, dua di 2s, dan lima di 2p.
Atom Ne (neon) memiliki 10 elektron. Dua di 1s, dua di 2s, dan enam di 2p.
Sampai dengan atom Ne ini, tingkat energi yang kedua terisi penuh karena di sini
ada orbital 2s dan 2p, dan dua-duanya terisi penuh. Oleh karena itu untuk atom
berikutnya, yaitu Na (natrium) yang memiliki 11 elektron, elektron yang ke-11
harus menempati tingkat energi yang lebih tinggi, yaitu tingkat energi ketiga,
orbital 3s. Di tingkat energi yang ketiga, terdapat tiga macam orbital yaitu 3s, 3p,
dan 3d. Elektron ke-11 atom Na mengisi 3s. Elektron ke-12 atom Mg
(magnesium) mengisi 3s, sehingga 3s menjadi penuh. Elektron ke-13 atom Al
(alluminium) mulai mengisi 3p. Demikian seterusnya atom-atom berikutnya
mengisi elektron di 3p sampai orbital ini penuh, yang terjadi pada atom Ar
(argon); total elektron atom Ar adalah 18, dua di 1s, dua di 2s, enam di 2p, dua di
3s, enam di 3p. Atom-atom yang berikutnya akan kita lihat kemudian. Penulisan
Konfigurasi Elektron Unsur-Unsur. Dengan urutan pengisian orbital elektron
seperti diuraikan di atas, dituliskan konfigurasi (susunan) elektron pada unsur-
unsur dengan aturan sebagai berikut:
28
Dengan demikian maka kita tuliskan konfigurasi elektron unsur-unsur sebagai:H: 1s1;He: 1s2Li: 1s2 2s1;Be: 1s2 2s2;B: 1s2 2s2 2p1;C: 1s2 2s2 2p2;N: 1s2 2s2 2p3;O: 1s2 2s2 2p4;F: 1s2 2s2 2p5;Ne: 1s2 2s2 2p6.........dst
b. Diagram Tingkat Energi
Telah disebutkan di atas bahwa angka didepan huruf menunjukkan tingkat
energi. Secara skematis tingkat energi tersebut diperlihatkan pada diagram gambar
berikut.
Tingkat energi pertama adalah yang paling rendah; diatasnya, berturut-
turut tingkat kedua, ketiga dan seterusnya. Orbital digambarkan dengan kotak-
kotak. Perhatikan bahwa di tingkat pertama hanya ada orbital 1s; di tingkat kedua
ada 2s dan 2p; di tingkat ketiga 3s, 3p, dan 3d; di tingkat keempat 4s, 4p, 4d, 4f
(4d dan 4f tak tergambar). Orbital p (2p, 3p, 4p) memiliki tiga kotak yang
menunjukkan px, py, pz, dan masing-masing kotak bisa diisi oleh 2 elektron
dengan spin yang berlawanan. Dengan demikian tergambarkan bahwa orbital p
mampu menampung 6 elektron. Orbital d digambarkan dengan lima kotak dan
setiap kotak juga bisa menampung 2 elektron. Dengan demikian orbital d mampu
menampung 10 elektron Perhatikan pula bahwa di suatu tingkat energi tertentu,
orbital s selalu sedikit lebih rendah dari orbital p. Oleh karena itu terdapat
kecenderungan bahwa orbital s akan terisi elektron terlebih dulu sebelum
29
pengisian elektron meningkat ke orbital p. Keganjilan terjadi pada perubahan
tingkat energi ketiga ke tingkat keempat; tingkat energi 4s lebih rendah dari 3d.
Hal ini terlihat pada perubahan konfigurasi dari Ar (argon) ke K (kalium).
Pada diagram tingkat energi, orbital digambarkan dengan kotak-kotak. Orbital p
misalnya, digambarkan dengan 3 kotak mewakili orbital px, py, pz. Jika kita gambarkan
pengisian elektron pada orbitalnya menggunakan kotak-kotak, akan terlihat sebagai
berikut:
Perhatikan bahwa pada atom He, orbital 1s terisi penuh. Pada atom Li,
orbital 2s mulai terisi dan menjadi penuh pada Be. Pada atom B orbital 2px mulai
terisi dengan satu elektron; berikutnya pada atom C orbital 2py terisi satu
elektron, dan kemudian pada atom N 2pz terisi satu elektron. Baru kemudian pada
atom O orbital 2px terisi kembali dan penuh. Seterusnya pada atom F 2py terisi
penuh, dan kemudian pada atom Ne 2pz terisi penuh. Pada atom B, C, dan N
terjadi pengisian satu elektron pada orbital 2px, 2py, 2pz. Pada atom B, pengisian
satu elektron tersebut adalah normal karena seharusnya memang demikian. Akan
30
tetapi pada C bukan 2px yang terisi untuk menjadi penuh melainkan 2py yang
terisi dengan satu elektron. Demikian pula pada N, 2pz terisi satu elektron. Hal ini
terjadi karena pada konfigurasi demikianlah gaya tolak antar elektron dalam
orbital p menjadi minimal. Jadi apabila tersedia orbital dengan tingkat energi yang
sama, seperti px, py, pz , pengisian dengan satu elektron akan terjadi sejauh
mungkin (dalam hal ini 3 kali pengisian satu elektron) baru kemudian kembali
untuk terjadinya pengisian penuh. Hal yang sama terjadi pada pengisian orbital d.
Pada orbital d, terjadi pengisian satu elektron sebanyak lima kali, baru kemudian
kembali dari awal untuk terjadinya pengisian penuh.
c. Blok-Blok Unsur.
Tabel dibawah adalah Tabel Periodik yang dibuat hanya sampai dengan
perioda ke-4 (tingkat energi keempat). Kita lihat pada tabel ini beberapa hal
sebagai berikut: Unsur di grup-1 dalam tabel periodik memiliki elektron terluar
ns1 dan unsur grup-2 memiliki elektron terluar ns2. Unsur-unsur di kedua grup ini
disebut unsur blok s (pengisian elektron di orbital s). Semua unsur di grup-3
sampai gas mulia memiliki elektron terluar di orbital p (kecuali He); mereka
disebut sebagai unsur-unsur blok p (pengisian elektron di orbital p). Unsur blok d
adalah unsur yang pengisian elektron-elektron terakhirnya terjadi di orbital d.
Unsur pertama blok d di perioda-3 adalah Sc (scandium) dan yang terakhir adalah
Zn (seng). Perhatikan bahwa ada dua unsur yang “menyimpang dari keteraturan”,
yaitu unsur Cr dan Cu. Elektron terakhir pada Cr mengatur posisi mereka
sehingga terisi orbital 3d5 4s1 dan bukan 3d4 4s2. Pada Cu terjadi 3d10 4s1
bukan 3d9 4s2. Dalam seri blok d terdapat kelompok unsur yang disebut sebagai
unsur transisi; unsur-unsur transisi didefinisikan sebagai unsur yang memiliki
orbital d yang terisi sebagian. Zn (anggota blok d paling kanan) tidak termasuk
unsur transisi karena memiliki orbital d yang terisi penuh (3d10). Unsur-unsur di
perioda-5 (tingkat energi ke-lima), yang memiliki urutan pengisian elektron lebih
rumit, belum akan dibicarakan di sini. Jadi dalam mengambil contohcontoh unsur-
unsur kita membatasi diri sampai unsur dengan tingkat energy keempat.
31
d. Ionisasi dan Energi Ionisasi
Atom netral tersusun dari inti atom dan sejumlah elektron yang
mengelilingi inti atom; kenetralan atom terjadi karena jumlah proton yang berada
di inti atom sama dengan jumlah keseluruhan muatan elektron. Elektron yang
mengelilingi inti atom terposisikan dalam orbital dengan tingkat-tingkat energi
tertentu. Atom unsur blok s dan blok p, memiliki elektron terluar berturut-turut di
orbital ns dan np. Elektron terluar inilah yang pada umumnya menentukan sifat-
sifat unsur dalam bereaksi, karena mereka lebih longgar terikat ke inti
dibandingkan dengan elektron-elektron yang berada pada tingkat energi yang
lebih kecil (lebih dalam). Elektron yang lebih dalam ini lebih terikat pada inti dan
kita sebut elektron inti. Pada atom netral, jumlah elektron (muatan negatif) sama
dengan jumlah proton (muatan positif). Atom Na (natrium) memiliki sebelas
proton dalam intinya, dikelilingi oleh sebelas elektron; atom Cl (Chlor) memiliki
tujuhbelas proton dalam intinya dan dikelilingi oleh tujuhbelas elektron. Apabila
atom netral kehilangan satu atau lebih elektronnya, jumlah proton akan melebihi
jumlah elektron, dan atom akan menjadi bermuatan positif, yang disebut ion
positif. Atom Na yang kehilangan satu elektronnya, akan menjadi ion positif yang
disebut juga kation, dituliskan dengan simbol Na+. Apabila atom netral menerima
elektron dari luar, jumlah elektron yang ada di sekitar inti lebih besar dari jumlah
proton, dan atom menjadi bermuatan negatif yang disebut ion negatif, disebut juga
anion. Atom Cl yang menerima elektron sehingga jumlah elektron yang
32
mengelilingi intinya menjadi delapanbelas, menjadi ion negative Cl −. Untuk
melepaskan elektron dari atom netralnya (induknya) diperlukan sejumlah energi;
energi yang diperlukan itu disebut energi ionisasi. Jika elektron yang dilepaskan
itu adalah yang paling longgar terikat, energi ionisasi yang diperlukan disebut
energi ionisasi pertama. Jika sudah terjadi ionisasi yang pertama, bisa saja terjadi
ionisasi yang kedua, yang memerlukan energi yang lebih besar. Energi ionisasi
yang pertama didefinisikan sebagai energi yang diperlukan untuk melepaskan
elektron yang paling longgar terikat pada atom induk dari 1 mole atom netral
dalam fasa gas agar terbentuk 1 mole ion bermuatan +1 dalam fasa gas. Dalam
bentuk persamaan, definisi ini akan lebih mudah terlihat:
Energi ionisasi adalah energi yang diperlukan untuk melakukan perubahan
ini setiap mole dengan satuan kJ/mole. Dalam buku ini, satuan untuk menyatakan
energi ionisasi adalah elektron-volt, yang merupakan jumlah energi yang
diperlukan untuk melepaskan elektron terluar suatu unsur guna membentuk ion
positif bermuatan +1. Energi ionisasi dalam satuan eV dinamakan juga potensial
ionisasi. Potensial ionisasi didefinisikan sebagai energi yang diperlukan untuk
melepaskan elektron yang paling lemah terikat pada atom. Pada atom dengan
banyak elektron, pengertian ini sering disebut sebagai potensial ionisasi yang
pertama. Potensial ionisasi sampai perioda ke-empat terlihat pada Tabel.5.2.,
dalam satuan elektron-volt (eV). Perhatikan bahwa penambahan satu elektron s
hidrogen menjadi helium menyebabkan konfigurasi atom menjadi makin stabil;
oleh karena itu potensial ionisasi meningkat dari 13,53 eV pada hidrogen menjadi
24,47 pada helium. Penambahan elektron 2s dari helium ke Lithium menyebabkan
potensial ionisasi menurun drastis, karena satu elektron di 2s pada lithium jauh
lebih mudah lepas dibandingkan pada helium. Namun penambahan satu elektron
2s pada lithium akan membuat berilium lebih stabil dibanding lithium sehingga
potensial ionisasi berilium lebih besar dari lithium.
33
Variasi energi ini terkait dengan struktur atom. Energi ionisasi merupakan
ukuran besar energi untuk melepaskan elektron dari atom induknya. Makin tinggi
energy ionisasi berarti makin sulit pelepasan elektron tersebut, yang berarti pula
bahwa atom makin stabil. Itulah sebabnya mengapa unsur-unsur mulia seperti He,
Ne, Ar, dan Kr memiliki energi ionisasi paling tinggi dibandingkan unsur lain
pada tingkat energi yang sama.
e. Konfigurasi Elektron Unsur-Unsur
Tabel dibawah memuat selengkapnya konfigurasi elektron dalam atom
unsur-unsur. Isi tabel ini dikutip dari buku Daniel D. Pollock dan Marcelo Alonso.
34
35
DAFTAR PUSTAKA
M. Kanginan,” Fisika untuk SMA Kelas XII” Penerbit Erlangga, 2006
Http://en.wikipedia.org/wiki/Introduction_to_quantum_mechanics
http://id.wikipedia.org/wiki/Model_Bohr
Beiser, Arthur. 1999. Konsep Fisika Modern. Jakarta : Erlangga
36