STRUKTUR ATOM DAN SISTEM PERIODIK UNSUR
A. STRUKTUR ATOM
1). Model Atom Dalton
a. Atom digambarkan sebagai bola pejal yang sangat kecil.
b. Atom merupakan partikel terkecil yang tidak dapat dipecah lagi.
c. Atom suatu unsur sama memiliki sifat yang sama, sedangkan atom unsur berbeda, berlainan dalam massa dan sifatnya.
d. Senyawa terbentuk jika atom bergabung satu sama lain.
e. Reaksi kimia hanyalah reorganisasi dari atom-atom, sehingga tidak ada atom yang berubah akibat reaksi kimia.
2). Model Atom Thomson
Model atom Dalton ternyata mempunyai kelemahan.
Teori atom Dalton tidak dapat menerangkan, mengapa larutan dapat menghantarkan arus listrik. Bola pejal tidak mungkin dapat meng-hantarkan arus listrik.
Listrik adalah elektron yang bergerak. Berarti pada larutan ada partikel lain yang dapat menghantarkan arus listrik.
Model atom Dalton
Thomson mengemukakan bahwa dalam atom terdapat elektron-elektron yang tersebar secara merata dalam bola bermuatan positif, sehingga atom bersifat netral.
Keadaan tersebut mirip roti kismis di mana elektron diumpamakan sebagai kismis yang tersebar dalam seluruh bagian dari roti.
Model atom Thomson ternyata juga mempunyai kelemahan.
Model atom ini tidak dapat menjelaskan susunan muatan positif dan negatif dalam atom tersebut.
Gambar atom
Thomson dengan
bola bermuatan
positif yang di kelilingi oleh
elektron.
3). Model Atom Rutherford
4). Model Atom Niels Bohr
Rutherford menemukan bukti bahwa dalam atom terdapat inti atom, yang bermuatan positif berukuran jauh lebih kecil daripada ukuran atom, tetapi massa atom hampir seluruhnya berasal dari massa intinya.
Model atom Rutherford menggambarkan atom terdiri atas inti yang bermuatan positif dan berada pada pusat atom, serta elektron bergerak melintasi inti seperti halnya planet-planet mengitari matahari.
Inti Atom Bermuatan Positif
Orbital elektron
Elektron Bermuatan Negatif
Kelemahannya model atom Rutherford yaitu ketidakmampuan untuk menerangkan mengapa elektron tidak jatuh ke inti atom akibat gaya tarik elektrostatis inti terhadap elektron.
Berdasarkan satu asas fisika klasik, elektron sebagai partikel bermuatan bila mengitari inti yang muatannya berlawanan, lintasannya akan berbentuk spiral sehingga akhirnya jatuh ke inti.
Niels Bohr menerangkan model atomnya berdasarkan teori kuantum untuk menjelaskan spektrum gas hidrogen. Menurut Niels Bohr, spektrum garis menunjukkan bahwa elektron hanya menempati tingkat-tingkat energi tertentu dalam atom
a.Atom terdiri dari inti yang bermuatan positif dan di sekitarnya beredar elektron-elektron yang bermuatan negatif.
b.Elektron beredar mengelilingi inti atom pada orbit tertentu yang dikenal sebagai keadaan gerakan yang stasioner (tetap) yang selanjutnya disebut dengan tingkat energi utama (kulit elektron) yang dinyatakan dengan bilangan kuantum utama (n).
c.Selama elektron berada dalam lintasan stasioner, energi akan tetap sehingga tidak ada cahaya yang dipancarkan.
d.Elektron hanya dapat berpindah dari lintasan stasioner yang lebih rendah ke lintasan stasioner yang lebih tinggi jika menyerap energi. Sebaliknya, jika elektron berpindah dari lintasan stasioner yang lebih tinggi ke rendah terjadi pelepasan energi.
e.Pada keadaan normal (tanpa pengaruh luar), elektron menempati tingkat energi terendah (disebut tingkat dasar = ground state).
5). Model Atom Modern
Dikembangkan berdasarkan teori mekanika kuantum yang disebut mekanika gelombang diprakarsai oleh 3 ahli :
a) Louis Victor de Broglie
Menyatakan bahwa materi mempunyai dualisme sifat yaitu sebagai materi dan sebagai gelombang.
b) Werner Heisenberg
Mengemukakan prinsip ketidakpastian untuk materi yang bersifat sebagai partikel dan gelombang. Jarak atau letak elektron-elektron yang mengelilingi inti hanya dapat ditentukan dengan kemungkinan – kemungkinan saja.
c) Erwin Schrodinger (menyempurnakan model Atom Bohr)
Berhasil menyusun persamaan gelombang untuk elektron dengan menggunakan prinsip mekanika gelombang. Elektron-elektron yang mengelilingi inti terdapat di dalam suatu orbital yaitu daerah 3 dimensi di sekitar inti dimana elektron dengan energi tertentu dapat ditemukan dengan kemungkinan terbesar.
Kelemahan teori atom bhor
a.Hanya dapat menerangkan spektrum dari atom atau ion yang mengandung satu elektron dan tidak sesuai dengan spektrum atom atau ion yang berelektron banyak.
b.Tidak mampu menerangkan bahwa atom dapat membentuk molekul melalui ikatan kimia.
Perpindahan elektron melepaskan energi
Perpindahan elektron menyerap energi
a.Orbital digambarkan sebagai awan elektron yaitu : bentuk-bentuk ruang dimana suatu elektron kemungkinan ditemukan.
b.Semakin rapat awan elektron maka semakin besar kemungkinan elektron ditemukan dan sebaliknya.
PARTIKEL DASAR PENYUSUN ATOM
Partikel
Notasi
Massa
Muatan
Sesungguhnya
Relatif thd proton
Sesungguhnya
Relatif thd proton
Proton
1,67 x 10-24 g
1 sma
1,6 x 10-19 C
+1
Neutron
1,67 x 10-24 g
1 sma
0
0
Elektron
9,11 x 10-28 g
sma
-1,6 x 10-19 C
-1
Catatan : massa partikel dasar dinyatakan dalam satuan massa atom ( sma ). 1 sma = 1,66 x 10-24 gram
NOMOR ATOM
Nomor atom unsur menunjukkan jumlah proton dalam inti. Dari percobaan terungkap bahwa atom tidak bermuatan listrik, yang artinya netral. Atom tersebut mempunyai jumlah muatan positif sama dengan jumlah muatan negatif, sehingga nomor atom juga menunjukkan jumlah elektron dalam unsur itu. Nomor atom biasanya diberi lambang Z.
Z = nomor atom = jumlah proton
Contoh:
Cl (Z = 17), artinya atom klorin mempunyai nomor atom 17; dalam atom Cl terdapat 17 proton dan 17 elektron.
Adalah Jumlah nukleon dalam atom suatu unsur dan untuk lebih mudah dalam mempelajarinya biasanya diberi lambang A, sehingga dapat ditulis:
= jumlah proton (p) + jumlah neutron (n)
Keterangan:
A = nomor massa
E = tanda atom
Z = nomor atom
Contoh: Jumlah proton, elektron, dan neutron dalam atom Al tersebut adalah
proton (p) = 13
elektron (e) = 13
neutron (n) = 27 – 13 = 14
AZE
2713Al
NOMOR MASSA
ISOTOP,ISOBAR DAN ISOTON
Isotop merupakan atom unsur yang sama, dimana jumlah proton dan elektronnya sama, tetapi jumlah neutronnya berbeda, sehingga nomor massanya berbeda.
116C, 126C
Isobar adalah atom-atom unsur dengan nomor atom berbeda, tetapi nomor massanya sama.
Contoh:
136C isobar dengan 147N
Isoton adalah atom-atom unsur dengan nomor atom berbeda tetapi mempunyai jumlah neutron yang sama
Contoh :
136CIsoton dengan 147N
ELEKTRON DALAM ATOM
Kedudukan elektron dalam atom tidak tersebar sembarangan tetapi menempati kulit atom. Kedudukan elektron pada kulit-kulit atom tersebut dinamakan konfigurasi elektron, sedangkan jumlah elektron pada kulit terluar dinamakan elektron valensi.
Sifat kimia suatu unsur ditentukan oleh jumlah elektron atau susunan elektron dalam suatu atom. Penyebaran elektron atau jumlah elektron maksimal pada semua kulit suatu atom secara matematis dirumuskan sebagai berikut.
n = nomor kulit elektron
Pengisian atau penyebaran elektron pada kulit atom dinamakan konfigurasi elektron. Pengisian elektron pada kulit atom mempunyai aturan-aturan tertentu, yaitu sebagai berikut.
1.Jumlah maksimal elektron pada suatu kulit memenuhi 2n2.
2.Jumlah maksimal pada kulit terluar adalah 8. Hal ini disebabkan pada sistem periodik hanya ada 8 golongan.
3.Pada keadaan normal, pengisian elektron dimulai dari kulit bagian dalam (kulit K). Untuk atom unsur dengan nomor atom 1 sampai dengan 18, kulit bagian luar diisi setelah kulit bagian dalam terisi penuh.
Contoh:
a.Atom C, jumlah elektronnya = 6
Konfigurasi elektron: K L
2 4
b.Atom Na, jumlah elektronnya =11
Konfigurasi elektron: K L M
2 8 1
Elektron valensi menunjukkan jumlah elektron pada kulit terluar, dan jumlah maksimal elektron valensi tersebut adalah 8. Elektron kulit terluar atom (elektron valensi) memegang peranan penting pada reaksi-reaksi kimia dan menentukan sifat-sifat kimia unsur.
Tabel Periodik Unsur
Pada awalnya unsur-unsur digolongkan ke dalam unsur logam dan nonlogam.
Sifat yang dimiliki logam, yaitu dapat menghantarkan listrik dan panas, merupakan benda padat kecuali air raksa, dan rupanya mengilap. Contoh unsur logam, yaitu besi, tembaga, perak, dan emas.
Sifat nonlogam adalah sukar menghantarkan listrik dan panas, serta tidak mengilap. Contoh unsur nonlogam, yaitu belerang, oksigen, klorin, karbon, dan nitrogen.
Penggolongan Berdasrkan Sifat Logam Dan Non Logam
Triad Dobereiner
Johann Wolfgang Döbereiner pada tahun 1829 menggolongkan unsur-unsur yang mempunyai sifat sama. Masing-masing kelompok terdiri atas tiga unsur yang disebut triad.
Dalam satu triad massa atom relatif unsur yang terletak di tengah merupakan harga rata-rata massa atom relatif unsur yang pertama dan yang ketiga. Penemuan Döbereiner disebut Hukum Triad.
Contoh
Oktaf Newlands
John Alexander Reina Newlands (1838–1898) seorang ahli kimia bangsa Inggris pada tahun 1864 menyusun unsur-unsur berdasarkan kenaikan massa atom relatif.
Ia mendapatkan bahwa unsur kedelapan mempunyai sifat kimia yang mirip dengan unsur pertama, unsur kesembilan mempunyai sifat yang mirip dengan unsur kedua, dan seterusnya.
Sifat-sifat unsur yang ditemukan secara berkala atau periodik setelah delapan unsur berikutnya disebut sebagai Hukum Oktaf Newlands.
Kelemahan hukum oktaf adalah pengulangan setiap delapan unsur itu hanya cocok untuk unsur-unsur yang massa atomnya kecil dan pengelompokan terlalu dipaksakan.
Sebagai contoh pada tahun tersebut unsur H, F, dan Cl mempunyai sifat yang mirip, begitu pula dengan O, S, dan Fe berada dalam lajur vertikal sehingga dapat dikatakan mempunyai sifat yang mirip, padahal O dan Fe mempunyai sifat yang berbeda.
Menurut Mendeleyev, sifat-sifat unsur merupakan fungsi periodik dari massa atom relatifnya. Unsur-unsur yang sifatnya serupa ditempatkan pada satu lajur tegak yang disebut golongan.
Pengelompokan ini lebih mengutamakan kesamaan sifat unsur-unsur daripada kenaikan massa atom relatifnya, sehingga tersisa tempat-tempat yang kosong dalam tabel periodik yang terbentuk.
Tempat-tempat kosong tersebut menurut Mendeleyev kelak akan diisi dengan unsur-unsur yang akan ditemukan. Unsur-unsur yang belum dikenal dapat diramalkan sifat-sifatnya.
Tabel Periodik Mendeleyef
Tabel periodik Mendeleyev disebut tabel periodik bentuk pendek. Salah satu kelemahan tabel periodik Mendeleyev adalah adanya unsur dengan massa atom relatif lebih besar terletak di depan unsur dengan massa atom relatif lebih kecil, karena susunannya didasarkan pada kenaikan massa atom relatif.
Tabel Periodik Modern (Tabel Periodik Panjang)
Tabel periodik modern yang sekarang digunakan adalah tabel periodik bentuk panjang.
Tahun 1941, Henry Moseley (1887–1915) melakukan eksperimen dan menyimpulkan bahwa sifat dasar atom adalah nomor atom dan bukan massa atom relatif.
Dengan penemuan itu, hukum periodik Mendeleyev diperbarui menjadi Hukum Periodik Modern yaitu: sifat-sifat unsur merupakan fungsi periodik dari nomor atomnya.
b. Energi Ionisasi (Potensial Ionisasi)
Energi ionisasi adalah energi minimal yang diperlukan untuk melepaskan satu elektron dari atom atau ion dalam bentuk gas sampai pada jarak dimana tidak ada lagi intereaksi di antara ion dan elektron. Energi ionisasi disebut juga potensial ionisasi.
1.Untuk unsur golongan utama, dari kiri ke kanan dalam satu periode, energi ionisasi cenderung makin besar.
2.Untuk unsur golongan utama, dari atas ke bawah dalam satu golongan, energi ionisasi cenderung makin kecil.
Sifat Periodik Unsur-Unsur
a. Jari-Jari Atom
Atom terdiri dari inti atom dan elektron. Gaya tarik muatan positif inti atom terhadap elektron menarik elektron ke arah inti atom, sedangkan gaya tolak antara muatan negatif elektron mendorong elektron menjauh dari atom.
Gabungan gaya tarik inti atom terhadap elektron dengan gaya tolak antar elektron menentukan ukuran dan jari-jari sebuah atom. Jari-jari atom adalah jarak inti atom ke elektron di kulit terluar dari suatu atom bebas.
a.Untuk unsur golongan utama, dari kiri ke kanan dalam satu periode jari-jari atom cenderung makin kecil.
b.Untuk unsur golongan utama, dari atas ke bawah dalam satu golongan jari-jari atom cenderung makin besar.
Dalam satu golongan dari atas ke bawah nomor atom bertambah, jari-jari atom bertambah karena jumlah kulit bertambah..
Dalam satu periode dari kiri ke kanan, jari-jari atom makin kecil. Dengan demikian, makin kuat daya tarik inti terhadap elektron terluar dan makin sukar elektron tersebut dilepas, sehingga energi ionisasinya bertambah
c. Afinitas Elektron
Afinitas elektron adalah perubahan energi yang terjadi bila reaksi atom atau ion dengan elektron membentuk ion negatif dalam keadaan gas.
1.Untuk unsur golongan utama, dari kiri ke kanan dalam satu periode sampai golongan VII, afinitas elektron cenderung makin besar.
2.Untuk unsur golongan utama, dari atas ke bawah dalam satu golongan, afinitas elektron cenderung makin kecil.
d. Keelektronegatifan
Keelektronegatifan ialah kemampuan atom suatu unsur untuk menarik elektron dalam molekul suatu senyawa. Keelektronegatifan diukur dengan menggunakan skala Pauling yang harganya berkisar antara 0,7 sampai dengan 4,0.
Unsur yang mempunyai keelektronegatifan tinggi mempunyai kemampuan yang lebih besar untuk menarik elektron daripada unsur yang mempunyai keelektronegatifan rendah. Keelektronegatifan suatu unsur dapat diukur hanya dengan membandingkannya keelektronegatifan unsur lain.
1.Untuk unsur golongan utama, dari kiri ke kanan dalam satu periode sampai golongan VII A, keelektronegatifan cenderung makin besar.
2.Untuk unsur golongan utama, dari atas ke bawah dalam satu golongan, keelektronegatifan cenderung makin kecil.
Tidak ada komentar:
Posting Komentar