Struktur Atom dan Tabel Periodik Unsur

A. Partikel Dasar Penyusun Atom

Atom adalah unit pembangun dari segala materi. Atom merupakan bagian yang sangat kecil dari sutu unsur yang masih mempunyai sifat sama dengan unsurnya. Atom memiliki partikel dasar (subatom) di antarnya elektron, proton, neutron. Proton dan neutron berada dalam inti atom, sedangkan elektron berada dalam rung di seputar inti atom.

1. Elektron

Elektron merupakan partikel yang bermuatan negatif yang terdapat pada kulit atom. Elektron ditemukan oleh Joseph John Thomson pada tahun 1897 melalui percobaannya dengan tabung sinar katoda.

Thomson melakukan percobaannya menggunakan tabung kaca dengan udara dalam tabung bertekanan sangat rendah (vakum). Kedua ujung tabung tersebut dipasang pelat logam yang berfungsi sebagai elektroda. Elektroda terdiri atas anoda dan katoda.

Cathode Ray Tube

Pada percobaan tabung sinar katoda tersebut dilakukan tiga percobaan yaitu percobaan untuk menyelidiki pengaruh medan magnet, percobaan untuk menyelidiki pengaruh medan listrik serta percobaan untuk menyelidiki pengaruh medan listrik dan medan magnet secara bersama-sama. Dalam percobaan tersebut, Thomson menemukan bahwa dalam medan magnet sinar katoda dibelokkan, dalam medan listrik sinar katoda tertarik oleh lempeng logam posotif tetapi ditolak oleh lempeng negatif. Sehingga sinar katoda tersebut merupakan partikel bermuatan listrik negatif yang disebut elektron. Thomson hanya bisa menentukan muatan dari elektron, sedangkan massa elektron ditemukan oleh Robert Milikan pada tahun 1909 dengan menggunakan percobaan tetes minyak. Elektron diberi lambang:

e = lambang elektron

-1 = muatan

0 = massa

2. Proton

Proton merupakan partikel yang bermuatan positif yang terdapat pada inti atom. Proton ditemukan oleh Goldstein pada tahun 1886 melalui eksperimen dengan tabung sinar katoda yang telah dimodifikasi, yaitu diberi lubang di tengah katoda.

Tabung tersebut diisi dengan gas hidrogen bertekanan rendah, kemudian kedua elektrodanya dihubungkan dengan listrik bertekanan tinggi. Ternyata ada seberkas sinar yang berbeda dengan sinar katoda yang melewati lubang katoda. Sinar ini disebut sinar terusan, dan kemudian oleh Rutherford diberi nama proton yang bermuatan positif dan diberi lambang:

p = lambang proton

+1 = muatan

1 = massa

3. Neutron

Neutron merupakan partikel yang tidak bermuatan yang terdapat pada inti atom. Pada tahun 1932, Chadwick menemukan neutron melalui eksperimen yaitu menembaki atom berilium dengan sinar alfa (α).

Berelium yang ditembaki dengan partikel alfa ternyata memancarkan suatu partikel yang mempunyai daya tembus yang sangat tinggi dan tidak dipengaruhi oleh medan magnet dan medan listrik. Partikel itu diberi nama neutron yang tidak bermuatan.

n = lambang neutron

0 = muatan

1 = massa

B. Nomor Atom dan Nomor Massa

1. Nomor Atom

Jumlah proton dalam suatu atom disebut nomor atom. Jumlah proton khas bagi setiap unsur. Artinya unsur-unsur yang sama mempunyai jumlah proton yang sama tetapi berbeda dari atom unsur lain. Oleh karena atom bersifat netral, maka jumlah proton sama dengan jumlah elektron. Jadi nomor atom juga menyatakan jumlah elektron dari suatu atom.

Nomor atom = jumlah proton = jumlah elektron

2. Nomor Massa

Proton dan neutron mempunyai massa yang sama, sedangkan massa elektron sangat kecil, sehingga massa sebuah atom hanya ditentukan oleh massa proton dan neutron sedangkan massa elektron dapat diabaikan.

Nomor massa = jumlah proton + jumlah neutron

 

C. Notasi Atom Netral

X = lambang atom

A = nomor massa (jumlah p + n)

Z = nomor atom (jumlah e = p)

D. Isotop, Isobar, Isoton

1. Isotop

Isotop merupakan atom-atom unsur yang sama yang memiliki nomor atom atau proton sama, tetapi nomor massa berbeda.

2. Isobar

Isobar merupakan atom-atom unsur yang berbeda (nomor atom berbeda), tetapi memiliki nomor massa sama.

3. Isoton

Isoton merupakan atom-atom unsur yang berbeda (nomor atom berbeda), tetapi memiliki jumlah neutron yang sama.

E. Perkembangan Teori Atom

1. Teori Atom Democritus

Atom berasal dari bahasa Yunani “atomos” (a = tidak dan tomos = dibagi-bagi) sehingga atom merupakan penyusun suatu zat yang tidak dapat dibagi-bagi lagi

2. Teori Atom Dalton

  • Atom digambarkan sebagai bola pejal yang sangat kecil
  • Atom merupakan partikel terkecil yang tidak dapat dibagi lagi, dibelah lagi, diciptakan, maupun dimusnahkan.
  • Unsur yang sama mengendung atom-atom yang sama.
  • Atom dari unsur yang berbeda dapat membentuk senyawa dengan perbandingan tetap dan dengan angka yang bulat dan sederhana.

3. Teori Atom Thomson (Model atom roti kismis)

Atom merupakan bola bermuatan positif yang di dalamnya tersebar elektron bermuatan negatif. Model atom Thomson diibaratkan seperti roti kismis.

4. Teori Atom Rutherford

  • Atom terdiri atas inti atom yang bermuatan posotif dan elektron-elektron bermuatan negatif beredar mengelilingi inti.
  • Atom bersifat netral sehingga jumlah proton dalam inti sama dengan jumlah elektron yang mengelilingi inti.

5. Teori Atom Bohr

  • Elektron mengelilingi inti atom pada tingkat-tingkat energi tertentu (kulit).
  • Elektron dapat berpindah dari tingkat energi satu ke tingkat energi lain. Apabila dari tingkat energi rendah ke tinggi, disebut eksitasi, yaitu dengan menyerap energi. Apabila dari tingkat energi tinggi ke rendah, disebut deeksitasi, yaitu dengan memancarkan energi.

6. Teori Atom Mekanika Gelombang/Kuantum

Teori atom Mekanika Kuantum diprakarsai oleh tiga orang ilmuwan:

  • De Broglie, elektron ternyata mempunyai dualisme yaitu sebagai partikel dan sebagai gelombang.
  • Werner Heisenberg, kedudukan elektron dan juga momentum (kecepatan) elektron tidak dapat ditentukan pasti secara bersamaan.
  • Schrodinger, mengemukakan teori orbital yaitu suatu ruang/daerah peluang kebolehjadian ditemukannya elektron.

F. Bilangan Kuantum

Bilangan kuantum adalah bilangan yang menggambarkan kedudukan atau posisi elektron dalam suatu atom. Ada empat bilangan kuantum yaitu:

  • Bilangan kuantum utama (n), menyatakan tingkat energi utama atau kulit atom.

  • Bilangan kuantum azimuth (l), menyatakan subkulit dan bentuk orbital. Harga bilangan kuantum azimuth bergantung pada harga bilangan kuantum utamanya. Untuk suatu harga n, terdapat beberapa harga l yang mungkin, yaitu dari l = 0 hingga l = n – 1

l = 0, 1, 2, 3, …, (n – 1)

  • Bilangan kuantum magnetik (m), menyatakan orbital mana yang ditempati elektron pada suatu subkulit. Harga bilangan kuantum magnetik dari – l hingga + l

  • Bilangan kuantum spin (s), menyatakan arah rotasi elektron. Ada dua nilai bilangan kuantum spin yaitu +1/2 (searah jarum jam) diberi lambang ↑ dan -1/2(berlawanan arah jarum jam) diberi lambang ↓.

G. Bentuk Orbital

Elektron berada dalam orbital. Bentuk dan orientasi orbital ditentukan oleh bilangan kuantum. Nilai bilangan kuantum azimuth menentukan bentuk geometris peluang ditemukannya elektron/ orbital. Sementara nilai bilangan kuantum magnetik menunjukkan arah ruang/orientasi orbital.

1. Orbital s

Orbital yang paling sederhana adalah orbital s. Setiap subkulit s terdiri atas 1 buah orbital yang berisi 2 elektron. Orbital s berbentuk bola simetris yang menunjukkan bahwa elektron memiliki kerapatan yang sama. Semakin jauh letak elektron dari inti atom, kerapatannya semakin rendah.

2. Orbital p

Bentuk orbital p seperti balon terpilin. Kepadatan elektron tidak tersebar merata, melainkan terkonsentrasi dalam dua daerah yang terbagi sama besar dan terletak pada dua sisi berhadapan dari inti yang terletak di tengah. Subkulit p terdiri dari tiga orbital yang diberi tanda px, py, dan pz. Ketiganya mempunyai bentuk yang sama yang dibedakan oleh arah terkonsentrasinya kepadatan elektron.

3. Orbital d

Setiap subkulit d terdiri atas 5 orbital yang dilambangkan dengan dxy, dxz, dyz, dx2 – y2, dan dz2. Empat orbital mempunyai bentuk yang sama yang dibedakan oleh arah berkumpulnya kepadatan elektron. Dan satu orbital lagi mempunyai bentuk berbeda tetapi memiliki energi yang sama dengan keempat orbital d lainnya.

H. Konfigurasi Elektron

Konfigurasi elektron adalah gambaran persebaran elektron dalam orbital-orbital kulit elektron. Terdapat beberapa aturan yang mendasari penulisan konfigurasi elektron, yaitu:

1. Aturan aufbau

Pengisian elektron dimulai dari subkulit yang berenergi rendah sampai penuh, baru kemudian mengisi subkulit yang energinya lebih tinggi. Urutan pengisian elektron dapat dituangkan dalam derat hujan gerimis sebagai berikut

2. Asas larangan Pauli

Asas larangan Pauli menyatakan bahwa tidak ada dua elektron dalam satu atom yang mempunyai nilai yang sama pada keempat bilangan kuantumnya.

3. Aturan Hund

Pengisian elektron pada orbital-orbital yang memiliki energi yang sama, elektron-elektron mengisi orbital satu per satu sampai setengah penuh, baru kemudian berpasangan.

Pengisian orbital pada p4

↑↓   ↑   ↑

Hal-hal penting untuk menuliskan konfigurasi elektron:

1. Penulisan urutan subkulit

2. Cara menyingkat konfigurasi elektron

Menyingkat konfigurasi elektron dapat dilakukan dengan konfigurasi gas mulia.

3. Subkulit d cenderung penuh (d10) atau setengah penuh (d5)

Dari percobaan ditemukan bahwa konfigurasi elektron menurut aturan aufbau tidak selalu tepat.

4. Konfigurasi elektron ion

Elektron yang dilepas pertama kali bukan dari 3d melainkan dari 4s (kulit terluar).

I. Diagram Orbital

Cara lain untuk menuliskan konfigurasi elektron adalah dengan diagram orbital. Orbital-orbital yang dimiliki suatu atom digambarkan dengan kotak-kotak. Dengan digram orbital ini, arah rotasi elektron dapat digambarkan. Penggambaran arah rotasi elektron mengikuti aturan Hund.

Contoh penulisan diagram orbital.

J. Perkembangan Sistem Periodik Unsur

Perkembangan Sistem Periodik Unsur:

1. Triade Dobereiner

J.W. Dobereiner menggolongkan unsur-unsur yang memiliki kesamaan sifat. Masing-msing kelompok terdiri atas tiga unsur yang disebut triade. Dalam satu triade, massa atom unsur yang terletak di tengah merupakan harga rata-rata massa atom unsur pertama dengan unsur yang ketiga.

Contoh: Li, Na, K (Massa atom Li = 7, Na= 23, K 39)

Kelemahan: banyak unsur yang mempunyai sifat mirip tetapi jumlahnya lebih dari tiga.

2. Hukum Oktaf Newland

John Newland menggolongan unsur berdasarkan massa atom. Unsur-unsur disusun dalam kelompok berisi tujuh unsur. Sifat-sifat unsur akan berulang pada unsur kedelapan (oktaf). Dengan demikian, unsur kedelapan akan mempunyai sifat sama dengan unsur kesatu.

Contoh:

H Li Be B C N O

F Na Mg Al Si P S

Unsur H memiliki sifat mirip dengan unsur F, unsur Li mempunyai sifat mirip dengan unsur Na.

Kelemahan: hukum ini tidak berlaku untuk unsur-unsur bernomor massa relatif besar.

3. Tabel Periodik Mendeleev dan Meyer

Dikemukakan secara terpisah oleh Lothar Meyer dan Dimitri Mendeleev. Unsur-unsur disusun dalam suatu tabel (daftar) berdasarkan sifat-sifat unsur. Meyer lebih mengutamakan penggolongan berdasarkan sifat-sifat fisika unsur, sedangkan Mendeleev lebih mengutamakan sifat-sifat kimia unsur. Pada perkembangan selanjutnya, daftar Mendeleev lebih banyak digunakan.

Kelemahan: adanya unsur-unsur dengan massa atom relatif lebih besar terletak di depan unsur dengan massa atom relatif yang lebih kecil.

4. Sistem Periodik Modern

Sistem periodik modern disusun berdasarkan nomor atom unsur-unsur. Sistem periodik modern dibagi menjadi suatu baris-baris horizontal (disebut periode) dan kolom-kolom vertikal (disebut golongan).

Nomor periode menunjukkan jumlah kulit sedangkan golongan menunjukkan elektron valensi.

K. Letak Unsur dalam Sistem Periodik

Berikut merupakan pengelompokan unsur berdasarkan golongan dan subkulit valensinya:

1. Golongan I dan IIA: blok s

Struktur elektron valensi: ns…. di mana n adalah periode, s… adalah golongan

ns1 golongan IA

ns2 golongan IIA

2. Golongan IIIA – VIIIA: blok p

Struktur elektron valensi: ns… np…, di mana n adalah periode, s+p adalah golongan

ns2 np1 golongan IIIA

ns2 np2 golongan IVA, dst

3. Golongan IIIB – IIB: blok d

Struktur elektron valensi:

ns… (n – 1)d…, di mana n adalah periode, s+d adalah golongan

ns2 (n – 1)d1 golongan IIIB

ns2 (n – 1)d2 golongan VIB

Pengecualian:

jika s+d = 9 golongan VIIIB

jika s+d = 10 golongan VIIIB

jika s+d = 11 golongan IB

jika s+d = 12 golongan IIB

4. Golongan lantanida dan aktinida: blok f

Struktur elektron valensi:

(n – 2)f… (n – 1)d10 ns2

Lantanida : berakhir di 4f

Aktinida : berakhir di 5f

L. Sifat Keperiodikan Unsur

Sifat keperiodikan unsur adalah sifat-sifat unsur yang berubah secara beraturan dalam tabel periodik berdasarkan kenaikan nomor atom unsur

1. Jari-jari atom

Jari-jari atom adalah jarak dari inti atom sampai ke elektron di kulit paling luar. Jari-jari atom juga bisa didefinisikan setengah jarak antara dua inti atom yang sejenis.

Berikut ini contoh cara menentukan jari-jari atom Iodin:

Kecenderungan sifat jari-jari atom dalam tabel periodik unsur adalah:

  • Unsur-unsur yang segolongan, dari atas ke bawah, jari-jari atom semakin besar. Hal tersebut karena jumlah kulit yang dimiliki atom semakin banyak sementara muatan inti efektif relatif tidak berubah, sehingga kulit terluar makin jauh dari inti atom.
  • Unsur-unsur yang seperiode, dari dari kiri ke kanan, jari-jari atom semakin kecil. Hal tersebut karena unsur-unsur yang seperiode dari kiri ke kanan memiliki jumlah kulit yang sama tetapi muatan inti efektif bertambah besar, sehingga tarik-menarik inti dengan elektron makin kuat. Akibatnya elektron-elektron terluar tertarik lebih dekat ke arah inti dan jari-jari atomnya semakin kecil. Hubungan nomor atom dengan jari-jari atom ditunjukkan pada gambar berikut:

2. Energi ionisasi

Energi ionisasi adalah perubahan energi atom netral dalam keadaan gas untuk melepaskan satu elektronnya membentuk ion bermuatan positif. Atom yang memiliki energi ionisasi kecil berarti mudah melepaskan elekton. Atom yang memiliki energi ionisasi besar berarti sukar melepaskan elektron.

  • Dalam satu golongan, energi ionisasi dari atas ke bawah semakin kecil karena jari-jari atom bertambah besar (elektron terluar makin jauh dari inti), sehingga gaya tarik inti terhadap elektron makin lemah dan elektron terluar makin mudah dilepaskan.
  • Dalam satu periode, energi ionisasi dari kiri ke kanan makin besar karena gaya tarik inti terhadap elektron semakin ke kanan semakin kuat, sehingga elektron terluar semakin sulit dilepaskan.

Grafik hubungan nomor atom dengan energi ionisasi ditujukkan pada gambar berikut:

3. Afinitas elektron

Afinitas elektron adalah perubahan energi ketika atom netral dalam bentuk gas menerima sebuah elektron untuk membentuk ion negatif.

Contoh:

Cl + e- Cl-

Atom yang memiliki afinitas elektron kecil berarti sukar menangkap elektron. Sedangkan atom yang memiliki afinitas elektron besar berarti mudah menangkap elektron. Kecenderungan afinitas elektron:

  • Dalam satu golongan, dari atas ke bawah afinitas elektron semakin kecil. Hal tersebut karena jari-jari atom semakin besar sehingga gaya tarik inti terhadap elektron yang ditangkap semakin lemah.
  • Dalam satu periode, dari kiri ke kanan afinitas elektron semakin besar. Hal tersebut karena semakin ke kanan muatan positif pada inti semakin besar sehingga semakin kuat untuk menangkap elektron bermuatan negatif.

Harga afinitas elektron beberapa unsur ditunjukkan pada tabel berikut:

4. Keelektronegatifan

Keelektronegatifan adalah kemampuan suatu atom untuk menarik elektron dari atom lain dalam suatu ikatan kimia. Kecenderungan keelektronegatifan:

  • Dalam satu golongan, dari atas ke bawah keelektronegatifan semakin kecil. Hal tersebut karena semakin besar jari-jari atom mengakibatkan semakin sulit atom tersebut untuk menarik elektron.
  • Dalam satu periode, dari kiri ke kanan keelektronegatifan semakin besar. Hal tersebut karena semakin kecil jari-jari atom mengakibatkan semakin mudah atom tersebut untuk menarik elektron.

Hubungan nomor atom dengan harga keelektro-negatifannya ditunjukkan pada gambar berikut:

5. Titik leleh dan titik didih

Titik leleh adalah suhu ketika tekanan uap zat padat dama dengan tekanan uap zat cairnya. Titik didih adalah suhu ketika tekanan uap zat cair sama dengan tekanan udara di sekitarnya.

  1. Dalam satu golongan, titik leleh dan titik didih unsur logam dari atas ke bawah semakin berkurang. Sedangkan titik leleh dan titik didih unsur non-logam dari atas ke bawah semakin bertambah.
  2. Dalam satu periode, titik leleh dan titik didih meningkat sampai titik tertinggi pada golongan IVA, kemudian turun sampai titik terendah golongan VIIIA.

Sumber: Rumus Pocket Kimia SMA

Tinggalkan Balasan