TEORI ATOM

Disusun Untuk:

Melengkapi Tugas Mata Pelajaran Fisika

TEORI ATOM

A.   Perkembangan Teori Atom

Sejak awal tahun 1900-an para ilmuwan mengetahui bahwa atom pembentuk materi terdiri atas inti kecil yang dikelilingi oleh elektron. Inti itu ternyata terdiri atas partikel-partikel yang terlihat erat.

Inilah teori atom yang telah diakui oleh para Ilmuwan untuk menjelaskan seperti apa itu atom dan cara kerjanya. Atom adalah suatu partikel kecil yang menyusun seluruh benda yang ada di dunia.

Berikut adalah teori atom dari beberapa ahli :

1.     Model Atom Dalton

John Dalton (1766–1844), seorang ilmuwan berkebangsaan Inggris dengan didukung dari hasil eksperimen-eksperimennya mengembangkan konsep atom dari Demokritus yang kemudian mengemukaan teori tentang atom. Secara garis besar teori atom Dalton dapat disimpulkan sebagai berikut :

·        Atom merupakan bagian terkecil dari suatu zat yang tidak bisa dibagi lagi.

·        Atom-atom penyusun zat tertentu memiliki sifat yang sama.

·        Atom unsur tertentu tidak bisa berubah menjadi atom unsur lain.

·        Dua atom atau lebih dapat bersenyawa (bereaksi) membentuk molekul.

·        Dalam reaksi kimia perbandingan antara atom-atom penyusunnya mempunyai perbandingan yang tertentu dan sederhana.

·        Dalam reaksi kimia pada dasarnya terjadi penyusunan kembali atom-atom penyusun zat.

Adapun hipotesa Dalton dapat digambarkan dengan menggunakan model atom sebagai bola pejal seperti yang ada pada tolak peluru, berikut gambar teori atom dalton:

 

Kelebihan model atom John Dalton:

Mulai membangkitkan minat terhadap penelitian mengenai model atom dan menjelaskan apa yang tidak dijelaskan pada teiri atom Domocritus.
a. Setiap unsur terdiri dari partikel yang sangat keci yang dinamakan dengan atom
b. Atom dari unsur yang sama memiliiki sifat yang sama begitu pula bila atom dari unsur berbeda maka akan memiliki sifat yang beda pula
c. Atom dari suatu unsur tidak dapat diubah menjadi atom unsur lain dengan reaksi kimia, dan juga atom tidak dapat dimusnahkan.
d. Atom-atom dapat bergabung membentuk gabungan atom yang disebut molekul
e. Dalam senyawa, perbandingan massa masing-masing unsur adalah tetap

Kelemahan model atom John Dalton :

Teori atom Dalton tidak dapat menerangkan suatu larutan dapat menghantarkan arus listrik. Bagaimana mungkin bola pejal dapat menghantarkan arus listrik? padahal listrik adalah elektron yang bergerak.

2.      Teori Atom J.J. Thomson

Mengacu pada penemuan tabung katoda yang lebih baik berkat William Crookers, maka J.J. Thomson akhirnya meneliti secara lebih lanjut mengenai sinar katode dan bisa dipastikan bahwa pada sinar katode adalah suatu partikel, sebab bisa memutar baling-baling yang telah diletakkan ditengah katode dan anode. Berdasarkan hasil percobaan maka Thomson akhirnya menyatakan bahwa sinar katode adalah suatu partikel yang menyusun atom atau partikel subatom yang memiliki muatan negatif dan selanjutnya disebut sebagai elektron.

Atom adalah suatu partikel yang memiliki sifat netral, oleh karenanya elektron yang bermuatan negatif, maka mesti ada partikel yang tentunya bermuatan positif untuk dapat menetralkan muatan negatif yang ada dielektron tersebut. Dari hasil penemuan J.J. Thomson tersebut akhirnya dapat memperbaiki kelemahan pada teori atom dalton dan kembali mengemukakan teori atomnya yang disebut sebagai teori atom thomson yang telah menyatakan bahwa “Atom adalah bola pejal yang memiliki muatan positif dan didalamnya terdapat muatan negatif elektron”.

Model atom J.J Thomson ini bisa digambarkan sebagai jambu biji yang telah dikelupas kulitnya. Bija jambu tersebut menggambarkan elektron yang tersebar secara merata didalam bola daging jambu yang pejal tersebut, yang pada model atom Thomson dapat dianalogiakan sebagai bola positif yang pejal.

Sehubungan dengan penemuan elektron yang menjadi bagian dari atom oleh J.J. Thomson pada tahun 1897, maka teori atom Dalton mulai goyah. Berdasarkan hasil penemuan elektron tersebut, maka Thomson mengajukan model atom untuk pertama kali (1904), yaitu sebagai berikut :

·        Atom bukan bagian terkecil dari zat.

·        Atom mempunyai muatan positif yang tersebar merata ke seluruh atom yang dinetralkan oleh elektron-elektron yang tersebar di antara muatan positif itu.

·        Massa elektron jauh lebih kecil dari massa atom.

Apabila digambarkan/divisualisasikan model atom yang dikemukakan Thomson ini seperti model roti kismis di mana bagian atom seperti halnya kismis yang menempel pada kue.

Model atom yang dikemukakan Thomson ini tidak dikembangkan lebih lanjut karena tidak cocok dengan hasil percobaan yang dilakukan oleh Ernest Rutherford (1871-1937) yang membuktikan bahwa muatan positif atom tidak tersebar merata di seluruh bagian atom tetapi terpusat pada bagian tengah atom yang kemudian disebut inti atom.

Dari eksperimen tentang sinar katode yang dilakukan di dalam Laboratorium Cavendish di Cambridge, Inggris pada tahun 1897 inilah J.J. Thomson berhasil mengukur perbandingan antara muatan elektron dengan massa elektron (e/m), dengan mengamati penyimpangan sinar katode dalam gabungan medan listrik dan medan magnet. Dari hasil perhitungan yang mutakhir perbandingan e/m adalah 1,7588 × 10¹¹ C/kg.

Kelebihan model atom J.J Thomson :

Membuktikan adanya partikel lain yang bermuatan negatif dalam atom. Berarti atom bukan merupakan bagian terkecil dari suatu unsur.

Kelemahan model atom J.J Thomson :

Model Thomson ini tidak dapat menjelaskan susunan muatan positif dan negatif dalam bola atom tersebut.

3.     Model Atom Rutherford

Untuk menguji model atom J.J. Thomson, maka Ernest Rutherford mengadakan percobaan dengan menembak atom-atom dengan partikel-partikel alpha, yaitu partikel dengan massa empat kali massa atom hidrogen dan muatan positif sebesar dua kali muatan elektron. Partikel alpha mempunyai daya tembus yang cukup kuat untuk melalui plat logam yang sangat tipis. Dalam percobaannya, Rutherford menembakkan partikel alpha dengan sasaran target lempengan tipis emas, seperti gambar di bawah ini :

Percobaan hamburan partikel α oleh Rutherford

Berdasarkan hasil percobaan diharapkan semua partikel alpha menembus lurus lempengan emas, akan tetapi dalam hasil pengamatan diperoleh ada partikel alpha yang dibelokkan bahkan ada yang dibelokkan dengan sudut antara 90^o sampai 180^o. Hal terakhir yang tidak cocok dengan model atom Thomson.

Rutherford mengukur sudut-sudut hamburan partikel alpha dengan teliti. Bila muatan positif tidak menyebar, tetapi mengumpul pada suatu tempat dalam tiap-tiap atom, maka berdasarkan hukum Coulomb sudut penyimpangan akan berkisar antara 5^o sampai 150^o. Berarti gejala pemantulan kembali partikel alpha tersebut ditolak oleh suatu konsentrasi muatan positif dalam atom (terjadi gaya tolakan karena muatannya sejenis).

Rutherford menyusun model atomnya yang secara garis besar adalah sebagai berikut :

a.       Atom terdiri dari muatan positif dan negatif, di mana kedua muatan tersebut mempunyai jarak yang lebih jauh dibandingkan dengan ukuran kedua muatan tersebut.

b.      Atom terdiri dari inti atom yang bermuatan possitif dan elektron bergerak mengelilingi inti atom.

c.       Inti atom dan elektron mempunyai gaya tarik menarik sehingga mempunyai percepatan sentripetal untuk mempertahankan elektron dalam garis edarnya.

d.      Elektron dalam mengelilingi inti atom sambil memancarkan energi elektromagnetik.

Lintasan Spiral Elektron Athom Rutherford

 Kelebihan Model Atom Rutherford :

Bahwa atom memiliki inti atom yang bermuatan positif dan disekelilingnya terdapat elektron yang mengelilinya.



Kelemahan Model Atom Rutherford :

Menurut hukum fisika klasik, elektron yang bergerak mengelilingi inti memancarkan energi dalam bentuk gelombang elektromagnetik. Akibatnya, lama-kelamaan elektron itu akan kehabisan energi dan akhirnya menempel pada inti.
a. Model atom rutherford ini belum mampu menjelaskan dimana letak elektron dan cara rotasinya terhadap ini atom.
b. Elektron memancarkan energi ketika bergerak, sehingga energi atom menjadi tidak stabil.
c. Tidak dapat menjelaskan spektrum garis pada atom hidrogen (H).

4.     Model Atom Bohr

Model atom Rutherford gagal menjelaskan tentang kestabilan atom dan terjadinya spektrum garis atom hidrogen. Seorang ilmuwan Fisika dari Denmark, Niels Bohr dapat menjelaskan spektrum garis atom hidrogren.

Pada tahun 1913, seorang pakar fisika Denmark yang bernama Neils Bohr telah memperbaiki dari kegagalan atom Rutherford dengan melalui percobaan mengenai spektrum atom hidrogen. Pada percobaan tersebut berhasil dalam memberikan suatu gambaran kondisi elektron dalam menempati suatu daerah yang ada disekitar inti atom. PAda penjelasan Bohr mengenai atom hidrogen telah melibatkan gabungan antara teori kuantum dari Plank dan teori klasik dari Rutherford yang telah diungkapkan dengan menggunakan empat postulat yaitu sebagai berikut.

a.       Elektron berotasi mengelilingi inti tidak pada sembarang lintasan, tetapi pada lintasan-lintasan tertentu tanpa membebaskan energi. Lintasan ini disebut lintasan stasioner dan memiliki energi tertentu.

b.      Elektron dapat berpindah dari lintasan yang satu ke lintasan yang lain. Jika elektron pindah dari lintasan berenergi rendah (lintasan dalam) ke lintasan berenergi tinggi (lintasan luar) akan menyerap energi dan sebaliknya akan memancarkan energi. Energi yang dipancarkan atau diserap elektron sebesar hf.

c.       Lintasan-lintasan yang diperkenankan elektron adalah lintasan-lintasan yang mempunyai momentum sebesar:

Kelemahan Model Atom Neils Bohr :

a.       Elektron-elektron yang mengelilingi inti mempunyai lintasan dan energi tertentu.

b.      Dalam orbital tertentu, energi elektron adalah tetap. Elektron akan menyerap energi jika berpindah ke orbit yang lebih luar dan akan membebaskan energi jika berpindah ke orbit yang lebih dalam.

c.       Tidak dapat menjelaskan efek Zeeman dan efek Strack.

d.      Tidak dapat menerangkan kejadian-kejadian dalam ikatan kimia dengan baik, pengaruh medan magnet terhadap atom-atom, dan spektrum atom yang berelektron lebih banyak.

Kelebihan model atom Bohr :

Atom terdiri dari beberapa kulit/subkulit untuk tempat berpindahnya electron dan atom membentuk suatu orbit dimana inti atom merupakan positif dan disekelilingnya terdapat elektron.

B.   Model Atom Bohr

Pada tahun 1913, seorang pakar fisika Denmark yang bernama Neils Bohr telah memperbaiki dari kegagalan atom Rutherford dengan melalui percobaan mengenai spektrum atom hidrogen. Pada percobaan tersebut berhasil dalam memberikan suatu gambaran kondisi elektron dalam menempati suatu daerah yang ada disekitar inti atom. PAda penjelasan Bohr mengenai atom hidrogen telah melibatkan gabungan antara teori kuantum dari Plank dan teori klasik dari Rutherford yang telah diungkapkan dengan menggunakan empat postulat yaitu sebagai berikut.

1.      Elektron berputar mengelilingi inti (proton) dalam pengaruh gaya elektrostatis.

2.      Elektron tidak dapat beredar mengelilingi atom pada sembarang lintasan. Tetapi hanya beredar melalui lintasan-lintasan tertentu, dalam keadaan stabil. Pada lintasan tertentu itu, elektron tida memancarkan energi.

3.      Lintasan yang diperbolehkan untuk dilalui elektron, harus memenuhi momentum sebesar .

4.      Sebuah elektron akan memancarkan energi sebesar hf bila elektron itu berpindah dari lintasan tertentu dengan energi yang tinggi, ke lintasan tertentu yang energinya rendah. Dan sebaliknya.

Model atom Bohr dapat digambarkan sebagai berikut:

Adapun kelemahan dan kelebihan model atom bohr adalah sebagai berikut:

Kelemahan Model Atom Neils Bohr :

e.       Elektron-elektron yang mengelilingi inti mempunyai lintasan dan energi tertentu.

f.       Dalam orbital tertentu, energi elektron adalah tetap. Elektron akan menyerap energi jika berpindah ke orbit yang lebih luar dan akan membebaskan energi jika berpindah ke orbit yang lebih dalam.

g.      Tidak dapat menjelaskan efek Zeeman dan efek Strack.

h.      Tidak dapat menerangkan kejadian-kejadian dalam ikatan kimia dengan baik, pengaruh medan magnet terhadap atom-atom, dan spektrum atom yang berelektron lebih banyak.

Kelebihan model atom Bohr :
Atom terdiri dari beberapa kulit/subkulit untuk tempat berpindahnya electron dan atom membentuk suatu orbit dimana inti atom merupakan positif dan disekelilingnya terdapat elektron.

C.   Efek Zeeman

Efek Zeeman adalah efek garis-garis tambahan dalam spektrum emisi saat atom-atom tereksitasi diletakkan di daerah bermedan magnetik homogen. Dalam medan magnet, energi keadaan atomik tertentu tergantung pada harga m_l seperti juga pada n. Keadaan atom dengan bilangan kuantum n, terpecah menjadi beberapa sub keadaan jika atom itu berada dalam medan magnetik, dan energinya bisa sedikit berubah lebih besar atau lebih kecil dari keadaan tanpa medan magnet. Gejala itu menyebabkan terpecahnya spektrum garis menjadi garis-garis halus yang terpisah jika atom dilewatkan dalam medan magnetik, dengan jarak antara garis bergantung dari besarnya medan magnet itu. Peristiwa terpecahnya spektrum garis menjadi garis-garis halus dalam medan magnet ini disebut efek Zeeman.

ü  Efek Zeeman Dan Bilangan Kuantum Orbital

Bilangan kuantum orbital muncul karena teramatinya efek Zeeman. Pieter Zeeman (1865 – 1943) pada tahun 1896 mengamati suatu gejala terpisahnya garis-garis dalam suatu spektrum bila sumber spektrum dipaparkan pada medan magnet. Garis spektrum cahaya terjadi bila elektron-elektron dalam atom berubah dari tingkat energi yang satu ke tingkat energi yang lain. Pada efek Zeeman normal, satu garis tunggal pecah menjadi tiga garis bila arah medan tegak lurus lintasan cahaya, atau pecah menjadi dua garis bila arah medan sejajar lintasan cahaya. Gejala ini dapat diterangkan dengan prinsip elektromagnetik klasik, yaitu gerakan elektron orbital di dalam sumber yang menjadi semakin cepat atau semakin lambat akibat pengaruh medan yang bekerja.

ü  Keadaan Atom Dalam Efek Zeeman

Suatu keadaan atom dengan bilangan kuantum orbital l dalam medan magnet terpecah menjadi 2l + 1, jika atom itu berada dalam medan magnet yaitu menjadi +l , 0 dan –l . Akan tetapi perubahan ml terbatas pada Δm_l = 0, ± l maka garis spektrum yang timbul dari transisi antara dua keadaan dengan l yang berbeda hanya terpecah menjadi tiga komponen yang dapat ditunjukkan oleh gambar berikut ini.

Atom yang berada dalam medan magnet

D.    Atom Berelektron banyak

1.    Bilangan Kuantum

Elektron mengelilingi inti atom menurut lintasan tertentu. Selain kedudukannya dalam lintasan, elektron juga memilliki keadaan – keadaan yang lain. Untuk menyatakan keadaan dan energi elektron digunakan bilangan kuantum, ada 4 macam bilangan kuantum yang dapat menggambarkan keadaan elektron, yaitu sebagai berikut :

a.    Bilangan Kuantum Utama (n)

ü  Menentukan besar energi total elektron

·        Energi total elektron atom hidrogen

·        Energi total elektron ion He+, Li2+

             

z = n omor atom

He⁺ à z = 2

Li²⁺ à z = 3

ü  Energi total elektron banyak

Z_ef = nomor atom efektif

ü  Jumlah elektron maksimum pada orbit ke-n adalah 2n2 jadi ∑e = 2n2

b.    Bilangan Kuantum Orbital/Azimuth

- Penemu : Arnold Sommerfeld ® orbit ellips

- menentukan besar momentum anguler/sudut orbital elektron

- l = (n – 1) jadi l = 0, 1, 2, 3, ...

- besar momentum sudut (L)

     

       = h

h = tetapan Planck

- l makin kecil ® L makin kecil bentuk orbit semakin pipih

Bilangan kuantum orbital disebut juga sebagai bilangan kuantum azimut diberi lambang l, adalah bilangan kuantum yang menentukan besar momentum sudut elektron diberi lambang huruf besar L. Nilai l dibatasi oleh nilai n, yang bilangan bulat mulai dari nol sampai

Bilangan kuantum orbital (l = 0, 1, 2, 3,…(n – 1) ), n berkaitan dengan jari – jari rata – rata sedangkan l berkaitan dengan pemipihan elips. Makin kecil nilai l, makin kecil momentum sudut dan makin pipih orbital elips. Nilai l terbesar yaitu l = 3 memberikan momentum sudut paling besar dan menghasilkan orbit lingkaran.

Besar momentum sudut elektron terhadap poros inti atom diturunkan dari persamaan Schr dinger yaitu :  ħ.

Bilangan kuantum azimut menyatakan nama subkulit. Subkulit juga diberi nama tetapi dengan menggunakan huruf kecil s, p, d, f, …,empat huruf pertama berasal dari klasifikasi empiris dari spectrum dan terjadi sebelum teori atom dikembangkan. Subkulit s untuk l = 0, subkulit p untuk l = 1, subkulit d untuk l  = 2 dan seterusnya. Subkulit yang dikenal sebagai berikut :

1.    Orbital s (sharp / tajam)

2.    Orbital p (principle / utama)

3.    Orbital d (diffuse / kabur)

4.    Orbital f (fundamental / pokok)

c.    Bilangan kuantum magnetik

     Bilangan kuantum orbital menyatakan besar momentum sudut elektron. Momentum sudut adalah besaran vektor yang arahnya dinyatakan oleh kaidah tangan kanan. Untuk menyatakan arah momentum sudut diperkenalkan bilangan kuantum magnetik, diberi lambang ml. Nilai ml dibatasi oleh nilai l yaitu bilangan bulat mulai dari –l sampai dengan +l.

Bilangan kuantum magnetik (ml = –l,…0…+l ), Banyaknya nilai yang diperbolehkan (jumlah orbital) yaitu banyak ml = 2l + 1 . Arah momentum sudut dikuantisasi dengan acuan ke medan magnet luar. Kuantisasi ruang (Lz) , Lz = ml ħ

-           Menunjukkan arah dari momentum sudut orbital

-           ml = - l , ..., 0, ... + l

-           Banyaknya nilai yang diperbolehkan (jumlah orbital)

-      Arah momentum sudut dikuantisasi dengan acuan ke medan magnet luar : kuantisasi ruang (L_z)

Lz = mlh

-      Anomali efek Zeeman (AEZ) : pengecualian gejala tambahan garis spektrum yang tidak sesuai dengan jumlah yang diperkirakan.

Contoh : garis pertama deret Balmer dari atom hidrogen yang menunjukkan sebuah struktur halus oleh Phipps dan Taylor

d.    Bilangan Kuantum Spin( ms )

Pada tahun 1929, Dirac dengan teorinya menunjukkan bahwa spin elektron dapat dijelaskan oleh suatu bilangan kuantum ms, yang hanya boleh memiliki nilai ½ . Momentum sudut spin hanya dapat memiliki dua orientasi (dua arah ) ditentukan oleh bilangan kuantum magnetik spin  yang sering hanya disebut dengan bilangan kuantum spin , diberi lambang ms dimana ms hanya diperbolehkan memiliki dua nilai +1/2 dan -1/2. Bilangan kuantum spin dinyatakan dalam ms = ±1/2.

     Arah vektor momentum sudut spin  Sz = mz ħ = ± ½ ħ,kedua nilai ± ½ ħ untuk  Sz berkaitan dengan dua orientasi yang diperbolehkan untuk Sz. Nilai ms = +1/2 menunjukkan arah spin ke atas (putaran elektron terhadap porosnya berlawanan arah jarum jam ) sedangkan nilai ms = -1/2 menunjukkan arah spin arah ke bawah (putaran elektron terhadap porosnya searah jarum jam )

- Menunjukkan arah perputaran elektron pada sumbunya

- Ada 2 nilai, ms = ±

- Pauli berhasil menjelaskan adanya AEZ (penyebab ® rotasi tersembunyi)

- Goudsmit & Uhlenbeck ® rotasi tersembunyi disebabkan oleh momentum

   sudut intrinsik (momentum sudut spin)

- Besar momentum sudut spin (S)

     

-Arah vektor momentum sudut spin (Sz)

Sz = msh

Nama kulit	K	L	M	N	O
Bilangan kuantum utama (n)	1	2	3	4	5
Nama subkulit	s	p	d	f	G
Bilangan kuantum orbital ( l )	0	1	2	3	4
Banyak orbital (ml = 2l +1)	1	3	5	7	9
Jumlah elektron (S l = 2 ´ m)	2	6	10	14	18

                  

2.    Sifat Atom

Salah satu kelemahan teori atom Bohr adalah keterbatasannya untuk menjelaskan sifat – sifat atom berelektron banyak. Sifat atom yang dapat diterangkan dengan menggunakan teori Bohr adalah mengenai  tingkat energi elektron dari atom hidrogen, misalnya tingkat energi berbagai spectrum.

Susunan elektron dalam suatu atom dapat dipakai sebagai dasar untuk mengetahui sifat – sifat atom tertentu. Pada sebagian unsur, kulit – kulit atom ada yang terisi elektron dengan penuh dan ada yang tidak penuh. Kulit yang tidak penuh terisi elektron berada pada kulit yang paling luar. Elektron di kulit terluar ini dinamakan elektron valensi.

Pengisian elektron dimulai dari tingkat energi terendah. Konfigurasi yang mantap terdapat pada subkulit yang terisi penuh. Jika subkulit telah terisi penuh, sisa elektron akan mengisi subkulit selanjutnya. Jika hanya ada satu elektron yang mengisi subkulit terluar, elektron ini cenderung mudah lepas,atom menjadi stabil. Pelepasan elektron ini dapat terjadi dengan cara berikatan dengan atom lain.

Menurut teori mekanika gelombang, elektron berada disuatu daerah yang disebut orbital. Elekron mengelilingi inti dengan suatu rapat probabilitas tertentu. Penyebaran elektron di dalam suatu atom dipengaruhi oleh atom – atom lain yang berdekatan. Penyebaran elektron ini mempengaruhi sifat atom misalnya sifat jari – jari atom. Semakin banyak jumlah proton dan jumlah elektron sehingga saling menarik antara inti atom dan elektron – elektron akan semakin kuat. Akibatnya, elektron –elektron lebih dekat kearah inti. Hal ini menyebabkan jari – jari atom akan semakin kecil. Selain itu, semakin bayaknya jumlah elektron semakin banyak pula jumlah kulitnya.

3.    Sistem Periodik

Sistem periodik unsur –unsur disusun berdasarkan kenaikan nomor atomnya atau berdasarkan urutan jumlah elektron. Ternyata, sistem periodik ini dapat menjelaskan sifat – sifat unsur pada periode dan golongan tertentu dan menjelaskan alasan unsur – unsur dalam satu periode memiliki sifat – sifat yang berbeda antara golongan yang satu dengan golongan yang lainnya. Sifat – sifat dalam sistem periodik dapat diketahui melalui konfigurasi elektronnya sehingga  diketahui jumlah elektron sekitarnya.

Konfigurasi elektron adalah cara penyusunan dan pengaturan elektron dalam suatu atom. Aturan penulisan konfigurasi elektron berdasarkan hal-hal berikut.

a.    Aturan Aufbau

Elektron mengisi orbital dari tingkat energi yang paling rendah sampai yang

paling tinggi.

Contoh : Atom K ® z = 19, konfigurasi elektronnya 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

1s

2s       2p

3s       3p        3d

4s       4p        4d        4f

5s       5p        5d        5f

6s       6p        6d

7s

b.    Aturan Hund

·        Dalam orbital yang setingkat, elektron-elektron tidak boleh berpasangan

·        sebelum seluruh orbital setingkat terisi oleh sebuah elektron.

Contoh :

tidak boleh

c.    Larangan Pauli

Pada 1925, Wolfgang Pauli mengemukakan aturan pengisian elektron pada atom, yakni elektron – elektron cenderung akan menempati energi terendah yang masih mungkin dalam suatu orbital. Oleh karena jumlah elektron maksimum yang dapat mengisi subkulit tertentu terbatas. Pauli mengemukakan aturan yang dikenal dengan asas larangan Pauli. Dalam sabuah atom tidak boleh ada 2 elektron yang menempati keadaan yang sama, artinya elektron tidak boleh mempunyai keempat bilangan kunatum yang sama (n, l, mp dan  ms).

4.    Energi Ionisasi dan Elektron Valensi

Dalam pembentukan senyawa, atom akan menerima dan melepaskan elektronnya. Pelepasan dan penerimaan elektron ini berhubungan dengan energi ionisasi dan afinitasi elektron. Selain itu, pelepasan dan penerimaan elektron berhubungan pula dengan elektron valensi.

a.       Energi Ionisasi

Dalam suatu periode semakin banyak elektron dan proton, gaya tarik menarik elektron terluar dengan inti semakin besar (jari – jari kecil). Akibatnya, elektron sukar dilepas sehingga energi untuk melepas elektron semakin besar. Hal ini berarti energi ionisasi besar. Perhatikan gambar, jika jumlah elektronnya sedikit, seperti unsur yang berada disebelah kiri sistem periodik, gaya tarik  menarik elektron dengan inti lebih kecil ( jari – jari semakin besar ). Akibatnnya energi untuk melepaskan elektron terluar relative lebih kecil sehingga energi ionisasi mengecil.

b.      Afinitas Elektron

Afinitas elektron merupakan energi yang terlibat saat suatu atom menerima elektron dari luar. Atom – atom yang memiliki gaya tarik menarik antara intinya kecil menunjukkan bahwa afinitas elektron juga kecil, hal – hal yang mempengaruhi besar kecilnya afinitas elektron yaitu sebagai berikut.

  Jumlah muatan dalam inti

  Jarak antar inti

  Jumlah elektron dalam atom

Besarnya afinitas elektron suatu atom tidak sama dengan dengan energi ionisasi karena kedua hal tersebut bukan proses kebalikan. Atom – atom yang semakin mudah menangkap elektron akan memiliki harga afinitas elektron yang semakin besar. Misalnya atom Na memilki afinitas elektron lebih besar dari pada atom Rb, namun atom Na memiliki afinitas elektron lebih kecil daripada  atom Mg.

c.       Elektron Valensi

Elektron yang berperan dalam menentukan sifat – sifat  fisika dan        kimia adalah elektron yang berada pada kulit paling luar. Seperti yang telah dijelaskan, elektron ini bisa disebut sebagai elektron valensi yang sangat berperan dalam menentukan pembentukan senyawa, adapun untuk kulit yang penuh, elektronnya tidak turut serta dalam menentukan sifat – sifat tersebut.

Dalam sistem periodik terlihat bahwa dalam satu golongan atom – atom tersebut memiliki elektron valensiyang sama misalnnya, atom Li memiliki n = 2 yang berarti terdapat kulit k dan kulit l. kemudian , anda dapat memperhatikan unsur Na yang memiliki 11 elektron. Dari konfigurasi elektronnya diperoleh n = 3 yang menandai adanya kulit K, L, dan M. Dua elektron menempati kulit K, 8 elektron menempeti kulit L, dan 1 elektron menempeti kulit terluar yakni kulit M. Elektron dikulit M yang berada pada orbital s memiliki spin +1/2 atau spin –1/2.

5.    SPEKTRUM EMISI & ABSORPSI

Adanya spektrum menunjukkan adanya tingkat energi.

1. Spektrum Emisi

· Dihasilkan dari zat yang memancarkan gelombang elektromagnetik

· Dapat diamati denan spektroskop

· Ada 3 jenis :

a.       spektrum garis

- dihasilkan oleh gas-gas bertekanan rendah yang dipanaskan

- terdiri dari garis-garis cahaya monokromatik dengan panjang

gelombang tertentu yang merupakan

b.      spektrum pita

- Dihasilkan oleh gas dalam keadaan molekuler

Contoh gas H2, O2, N2 dan CO

- Spektrum yang dihasilkan berupa kelompok-kelompok garis yang

sangat rapat sehingga membentuk pita-pita.

c.       spektrum kontinue

- Spektrum kontinue terdiri atas cahaya dengan semua panjang

gelombang, walaupun dengan intensitas yang berbeda

- Dihasilkan oleh zat padat, zat cair dan gas yang berpijar

2. Spektrum Absorpsi

- Terjadi karena penyerapan panjang gelombang tertentu oleh suatu zat

  terhadap radiasi gelombang elektromagnetik yang memiliki spektrum

  kontinue

- Terdiri dari sederetan garis-garis hitam pada spektrum kontinue

- Contoh : spektrum matahari

sepintas spektrum matahari tampak seperti spektrum kontinue, tetapi jika dicermati akan tampak garis-garis gelap terang yang disebut garis-garis

Fraunhofer. Hal ini disebabkan cahaya putih dari bagian inti matahari diserap oleh atom-atom atau molekul-molekul gas dalam atmosfer matahari maupun atmosfer bumi.

DAFTAR PUSTAKA

·        Buku paket FISIKA SMA/MA kelas XII penerbit MEDIATAMA

·        Wikipedia bahasa Indonesia

·        Google Search Engine