Struktur Atom Dan Tabel Periodik Kimia Dasar [PDF]

Citation preview

STRUKTUR ATOM dan SISTEM PERIODIK UNSUR TUGAS KIMIA DASAR



Ardi Susanto (2013410019) Andreas Gunawan (2013410044) KELAS B



Jurusan Teknik Sipil Fakultas Teknik Universitas Katolik Parahyangan Bandung 2013



A. Struktur Atom Atom terdiri dari proton, neutron dan elektron. Proton dan neutron berada di dalam inti atom. Sedangkan elektron terus berputar mengelilingi inti atom karena muatan listriknya. semua elektron bermuatan negatif (-) dan semua proton bermuatan positif (+) . sementara itu neutron bermuatan netral. Elektron bermuatan yang bermuatan negatif (-) ditarik oleh proton yang bermuatan positif (+) pada inti atom.



1. Teori Atom  Model Atom Dalton  Atom digambarkan sebagai bola pejal yang sangat kecil.  Atom merupakan partikel terkecil yang tidak dapat dipecah lagi.  Atom suatu unsur sama memiliki sifat yang sama, sedangkan atom unsur berbeda, berlainan dalam massa dan sifatnya.  Senyawa terbentuk jika atom bergabung satu sama lain.  Reaksi kimia hanyalah reorganisasi dari atom-atom, sehingga tidak ada atom yang berubah akibat reaksi kimia.



 Model Atom Thomson  Dalam atom terdapat elektron tersebar merata dalam bola







muatan +. Disebut model atom roti kismis.



 Model Atom Rutherford



 Atom terdiri atas inti yang menjadi pusat massa atom dan muatan positifnya, sedang elektron berputas di sekelilingnya.  Rutherford tidak dapat menjelaskan mengapa elektron



tidak tertarik pada inti. Dalam inti atom terdapat proton dan neutron. Dasar pemikiran tentang spektrum unsur.  Model atom Bohr  Elektron dalam atom bergerak melalui lintasan yang merupakan tingkat energi tertentu, dengan demikian elektron juga mempunyai energi tertentu



1



 Selama bergerak dalam lintasannya elektron tidak memancarkan energi disebut keadaan stationer atau dasar.  Elektron dalam atom dapat menyerap energi dan pindah ke lintasan/tingkat energi yang lebih tinggi (disebut eksitasi atau promosi).  Modern (Mekanika Gelombang) Elektron-elektron yang bergerak dalam atom juga mempunyai sifat gelombang. Sehingga kedudukan elektron tidak jelas. Kita hanya dapat berbicara tentang kebolehjadian untuk menemukan suatu elektron pada berbagai jarak dari inti dan pada berbagai arah dalam ruang. Daerah-daerah dalam atom dengan kebolehjadian menemukan elektron paling besar disebut orbital bukan orbit. 2. Teori Bohr tentang Atom Hidrogen Model atom Bohr berhasil menjelaskan kestabilan elektron dengan memasukkan konsep lintasan atau orbit stasioner dimana elektron dapat berada di dalam lintasannya tanpa membebaskan energi. Spektrum garis atomik juga merupakan efek lain dari model atom Bohr. Spektrum garis adalah hasil mekanisme elektron di dalam atom yang dapat berpindah lintasan dengan menyerap atau melepas energi dalam bentuk foton cahaya. Dengan demikian, struktur atom berdasarkan model atom Bohr adalah elektron dapat berada di dalam lintasan-lintasan stasioner dengan energi tertentu. Lintasan elektron dapat juga dianggap sebagai tingkat energi elektron.



3. Bilangan Kuantum  Bilangan Kuantum Utama (n) Bilangan kuantum utama (n): mewujudkan lintasan electron dalam atom. 2



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.



 Bilangan Kuantum Momentum Sudut (l) 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 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)  Bilangan Kuantum Magnetik (m) Bilangan kuantum magnetik (m): mewujudkan adanya satu ataubeberapa 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, 0, +1 (mempunyai 3 orbital) l = 2 (sub kulit d), harga m = -2, -1, 0, +1, +2 (mempunyai 5 orbital) l = 3 (sub kwit f) , harga m = -3, -2, 0, +1, +2, +3 (mempunyai 7 orbital)  Bilangan Kuantum Spin (s)



3



Bilangan kuantum spin (s): menunjukkan arah perputaran elektron 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. 4. Konfigurasi Elektron  Aturan Aufbau Aturan ini menyatakan bahwa pengisian elektron ke dalam orbital selalu dimulai dari orbital yang mempunyai tingkat energi rendah ke orbital yang mempunyai tingkat energi lebih tinggi. Aturan ini dilakukan agar atom berada pada tingkat energi minimum sehingga dapat mencapai kondisi yang stabil. Berdasarkan diagram tingkat energi Aufbau di atas maka urutan pengisian elektron adalah sebagai berikut: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p. 











Larangan Pauli Asas larangan pauli dikemukakan oleh Wolfgang Pauli, yakni di dalam satu atom, tidak boleh ada 2 elektron yang mempunyai ke-4 bilangan kuantum yang sama. Maksud 2 elektron adalah elektron yang menempati satu orbital. Dalam 1 atom bilangan kuantum utama, bilangan kuantum azimut dan bilangan kuantum magnetik adalah sama, yang berbeda adalah bilangan kuantum spin. Misalnya orbital 1s yang ditempati oleh 2 elektron. Aturan Hund Jika terdapat orbital-orbital dengan tingkat energi yang sama, maka tiap orbital diisi dengan satu elektron terlebih dahulu (½ penuh) dengan spin yang sama. Jika masih terdapat sejumlah elektron yang tersisa maka elektron tersebut ditambahkan pada setiap orbital dengan spin yang berlawanan dengan spin awal. Menulis Konfigurasi Elektron Konfigurasi elektron dapat ditulis berdasarkan urutan dari Aufbau atau dapat disingkat menggunakan konfigurasi elektron gas mulia. Singkatan ini dilakukan agar penulisan konfigurasi elektron tidak terlalu panjang lagipula dalam pembentukan ikatan kimia elektron valensi lebih berperan, sedangkan elektron-elektron yang lebih dekat ke inti tidak begitu berpengaruh dalam pembentukan ikatan kimia. 4



Misalnya: 2 2 6 10Ne = 1s 2s 2p 2 2 6 1 1 11Na = 1s 2s 2p 3s atau (Ne) 3s



B. Sistem Periodik Unsur 1. Periode dan Golongan  Periode



Periode adalah lajur-lajur horizontal pada tabel periodik. SPU Modern terdiri atas 7 periode. Tiap-tiap periode menyatakan jumlah/banyaknya kulit atom unsur-unsur yang menempati periode-periode tersebut.  Golongan Sistem periodik terdiri atas 18 kolom vertikal yang terbagi menjadi 8 golongan utama (golongan A) dan 8 golongan transisi (golongan B). Unsur-unsur yang mempunyai elektron valensi sama ditempatkan pada golongan yang sama. Untuk unsur-unsur golongan A sesuai dengan letaknya dalam sistem periodik : Nomor Golongan = Jumlah Elektron Valensi. Unsur-unsur golongan A mempunyai nama lain yaitu : 1. Golongan IA = golongan Alkali 2. Golongan IIA = golongan Alkali Tanah 3. Golongan IIIA = golongan Boron 4. Golongan IVA = golongan Karbon 5. Golongan VA = golongan Nitrogen 6. Golongan VIA = golongan Oksigen 7. Golongan VIIA = golongan Halida / Halogen 8. Golongan VIIIA = golongan Gas Mulia



2. Sifat-Sifat Periodik Unsur  Jari-jari Atom



Jari-jari atom adalah jarak elektron di kulit terluar dari inti atom. Jari-jari atom sulit untuk ditentukan apabila unsur berdiri sendiri tanpa bersenyawa dengan unsur lain. Jari-jari atom secara lazim ditentukan dengan mengukur jarak dua inti atom yang identik yang terikat secara kovalen. Pada penentuan jari-jari atom ini, jari- jari kovalen adalah setengah jarak antara inti dua atom identik yang terikat secara kovalen. Unsur-unsur dalam satu periode (dari kiri ke kanan) berjumlah kulit sama tetapi jumlah proton bertambah sehingga jari-jari atom juga berubah. Karena jumlah proton bertambah maka muatan inti juga bertambah yang mengakibatkan gaya tarik menarik antara inti dengan elektron pada kulit terluar semakin kuat. Kekuatan gaya tarik yang semakin meningkat menyebabkan jari-jari atom 5



semakin kecil. Sehingga untuk unsur dalam satu periode, jari-jari atom semakin kecil dari kiri ke kanan.



 Energi Ionisasi Energi minimum yang dibutuhkan untuk melepas elektron atom netral dalam wujud gas pada kulit terluar dan terikat paling lemah disebut energi ionisasi. Nomor atom dan jarijari atom mempengaruhi besarnya energi ionisasi. Semakin besar jari-jari atom maka gaya tarik antara inti dengan elektron pada kulit terluar semakin lemah. Hal ini berarti elektron pada kulit terluar semakin mudah lepas dan energi yang dibutuhkan untuk melepaskan elektron tersebut semakin kecil. Akibatnya, dalam satu golongan, energi ionisasi semakin kecil dari atas ke bawah. Sedagkan dalam satu periode, energi ionisasi semakin besar dari kiri ke kanan.



 Anifitas Elektron Afinitas elektron merupakan enegi yang dilepaskan atau diserap oleh atom netral dalam bentuk gas apabila terjadi penangkapan satu elektron yang ditempatkan pada kulit terluarnya dan atom menjadi ion negatif. Afinitas elektron dapat berharga positif dan negatif. Afinitas elektron berharga negatif apabila dalam proses penangkapan satu elektron, energi dilepaskan. Ion negatif yang terbentuk akibat proses tersebut bersifat stabil. 6



 Keelektronegatifan



Keelektronegatifan ada-lah skala yang dapat menjelaskan kecenderungan atom suatu unsur untuk menarik elektron menuju kepadanya dalam suatu ikatan. Keelektronegatifan secara umum, dalam satu periode, dari kiri ke kanan semakin bertambah dan dalam satu golongan, dari atas ke bawah keelekrnegatifan semakin berkurang. Hal ini dapat dimengerti karena dalam satu periode, dari kiri ke kanan, muatan inti atom semakin bertambah yang mengakibatkan gaya tarik antara inti atom dengan elektron terluar juga semakin bertambah. Fenomena ini menyebabkan jari-jari atom semakin kecil, energi ionisasi semakin besar, afinitas elektron makin besar dan makin negatif dan akibatnya kecenderungan untuk menarik elektron semakin besar.



3. Sifat-Sifat Golongan dalam Tabel Periodik 



Alkaki (IA) Unsur-unsur pada golongan IA dalam tabel periodik dikenal juga dengan nama unsur alkali, karena semua anggotanya bereaksi dengan air membentuk larutan alkali. Anggota golongan alkali dari atas ke bawah berturut turut adalah litium (Li), natrium (Na), kalium (K), rubidium (Rb), sesium (Cs), dan fransium (Fr). Unsur-unsur alkali disebut juga logam alkali. Unsur alkali memiliki ukuran yang lebih besar di antara unsur-unsur dalam satu periode. Unsur-unsur ini mempunyai energi ionisasi kecil.







Alkali Tanah (IIA)



7











Anggota unsur alkali tanah adalah berelium (Be), magnesium (Mg), kalsium (Ca), stronsium (Sr), barium (Ba), dan unsur radioaktif radium (Ra). Di antara unsur-unsur ini Mg dan Ca yang terbanyak terdapat di kerak bumi. Atomatom golongan ini memiliki konfigurasi elektron np6(n + 1)s2 kecuali Be. Kerapatan unsur-unsur golongan ini lebih besar dari unsur alkali dalam satu periode. Unsur-unsur ini mempunyai dua elektron valensi yang terlibat dalam ikatan logam. Oleh karena itu dibandingkan dengan unsur golongan IA, unsurunsur ini lebih keras, energi kohesinya lebih besar, dan titik lelehnya lebih tinggi. Titik leleh unsur-unsur alkali tanah tidak berubah secara teratur karena mempunyai struktur kristal yang berbeda. Misal unsur Be dan Mg memiliki struktur kristal heksagonal terjejal, sedangkan struktur kristal unsur Sr berbentuk kubus berpusat muka dan struktur kristal unsur Ba berbentuk kubus berpusat badan. Boron (IIIA) Unsur-unsur golongan IIIA tidak sereaktif unsur golongan IA dan IIA. Anggota unsur golongan IIIA adalah boron (B), aluminium (Al), gallium (Ga), indium (In), dan talium (Ti). Boron merupakan unsur pertama dalam golongan IIIA yang tergolong metaloid, sedangkan unsur-unsur lainnya tergolong logam. Reaktivitas unsur-unsur golongan ini tidak ada kecenderungan. Potensial reduksi golongan IIIA negatif, ini menunjukkan bahwa unsur IIIA bersifat lebih logam dibanding hidrogen. Al3+ mempunyai potensial reduksi negatif yang paling besar di antara kation golongan IIIA. Oleh karena itu Al merupakan logam golongan IIIA yang paling aktif. Karbon (IVA) Kecenderungan dari non-logam ke logam jika anda turun dalam satu golongan jelas terlihat pada struktur unsurunsur itu sendiri. Karbon pada posisi paling atas mempunyai struktur kovalen raksasa dengan dua allotropi yang sangat dikenal – intan dan grafit. Intan memiliki struktur tiga dimensi dari atomaton karbon yang masing-masing tergabung secara kovalen dengan 4 atom lainnya. Struktur yang sama seperti ini ditemukan pada silikon, germanium, dan pada salah satu allotropi timah – "timah abu-abu" atau "alfa-timah". Allotropi yang umum untuk timah ("timah putih" atau "beta-timah") merupakan logam dan atom-atomnya terikat oleh ikatan logam. Strukturnya berupa terjejal yang terdistorsi. Pada 8



















struktur terjejal, masing-masing atom dikelilingi oleh 12 atom tetangga terdekat. Nitrogen (VA) Sifat-sifat yang terletak pada golongan V A (N, P, As, Sb, Bi) adalah sebagai berikut : Energi ionisasi sangat tinggi, sehingga sukar untuk membentuk kation. Dapat membentuk senyawa hidrida yang makin menurun kestabilannya. Oksigen (VIA) Secara umum, reaktifitas unsur golongan VI A dari atas kebawah akan menurun. Penurunan ini sangat berkaitan erat dengan elektronegatifitas dari tiap atom anggotanya. Halogen (VIIA) Senyawa dan ion golongan halogen dinamakan halide. Anggota golongan VIIA adalah fluor (F), klor (Cl), brom (Br), iod (I), dan astat (As). Astat ditemukan di alam dalam jumlah yang sangat sedikit. Semua unsur halogen bersifat nonlogam. Gas Mulia (VIIIA) Golongan gas mulia terdiri atas helium (He), neon (Ne), argon (Ar), kripton (Kr), dan xenon (Xe). Gas mulia memiliki konfigurasi elektron yang penuh. Oleh karena itu, unsur gas mulia stabil.



9