Pada tahun 1803, John Dalton mengemukakan mengemukakan pendapatnaya tentang atom. Teori atom Dalton didasarkan pada dua hukum, yaitu hukum kekekalan massa (hukum Lavoisier) dan hukum susunan tetap (hukum prouts). Lavosier mennyatakan bahwa “Massa total zat-zat sebelum reaksi akan selalu sama dengan massa total zat-zat hasil reaksi”. Sedangkan Prouts menyatakan bahwa “Perbandingan massa unsur-unsur dalam suatu senyawa selalu tetap”. Dari kedua hukum tersebut Dalton mengemukakan pendapatnya tentang atom sebagai berikut:
Atom merupakan bagian terkecil dari materi yang sudah tidak dapat dibagi lagi
Atom digambarkan sebagai bola pejal yang sangat kecil, suatu unsur memiliki atom-atom yang identik dan berbeda untuk unsur yang berbeda
Atom-atom bergabung membentuk senyawa dengan perbandingan bilangan bulat dan sederhana. Misalnya air terdiri atom-atom hidrogen dan atom-atom oksigen
Reaksi kimia merupakan pemisahan atau penggabungan atau penyusunan kembali dari atom-atom, sehingga atom tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan.
Hipotesa Dalton digambarkan dengan model atom sebagai bola pejal seperti pada tolak peluru. Seperti gambar berikut ini:
Kelemahan:
Teori dalton tidak menerangkan hubungan antara larutan senyawa dan daya hantar arus listrik.
2. Teori Atom J. J. Thomson
Berdasarkan penemuan tabung katode yang lebih baik oleh William Crookers, maka J.J. Thomson meneliti lebih lanjut tentang sinar katode dan dapat dipastikan bahwa sinar katode merupakan partikel, sebab dapat memutar baling-baling yang diletakkan diantara katode dan anode. Dari hasil percobaan ini, Thomson menyatakan bahwa sinar katode merupakan partikel penyusun atom (partikel subatom) yang bermuatan negatif dan selanjutnya disebut elektron.
Atom merupakan partikel yang bersifat netral, oleh karena elektron bermuatan negatif, maka harus ada partikel lain yang bermuatan positifuntuk menetrallkan muatan negatif elektron tersebut. Dari penemuannya tersebut, Thomson memperbaiki kelemahan dari teori atom dalton dan mengemukakan teori atomnya yang dikenal sebagai Teori Atom Thomson. Yang menyatakan bahwa:
“Atom merupakan bola pejal yang bermuatan positif dan didalamya tersebar muatan negatif elektron”
Model atomini dapat digambarkan sebagai jambu biji yang sudah dikelupas kulitnya. biji jambu menggambarkan elektron yang tersebar marata dalam bola daging jambu yang pejal, yang pada model atom Thomson dianalogikan sebagai bola positif yang pejal. Model atom Thomson dapat digambarkan sebagai berikut:
Kelemahan:
Kelemahan model atom Thomson ini tidak dapat menjelaskan susunan muatan positif dan negatif dalam bola atom tersebut.
3. Teori Atom Rutherford
Rutherford bersama dua orang muridnya (Hans Geigerdan Erners Masreden) melakukan percobaan yang dikenal dengan hamburan sinar alfa (λ) terhadap lempeng tipis emas. Sebelumya telah ditemukan adanya partikel alfa, yaitu partikel yang bermuatan positif dan bergerak lurus, berdaya tembus besar sehingga dapat menembus lembaran tipis kertas. Percobaan tersebut sebenarnya bertujuan untuk menguji pendapat Thomson, yakni apakah atom itu betul-betul merupakan bola pejal yang positif yang bila dikenai partikel alfa akan dipantulkan atau dibelokkan. Dari pengamatan mereka, didapatkan fakta bahwa apabila partikel alfa ditembakkan pada lempeng emas yang sangat tipis, maka sebagian besar partikel alfa diteruskan (ada penyimpangan sudut kurang dari 1°), tetapi dari pengamatan Marsden diperoleh fakta bahwa satu diantara 20.000 partikel alfa akan membelok sudut 90° bahkan lebih. Apabila model atom Thomson benar, partikel alfa tersebut seharusnya melintas lurus (tidak dibelokkan). Karena massa dan energi partikel alfa jauh lebih besar daripada elektron dan proton dalam atom, sehingga lintasannya tidak terganggu oleh elektron dan proton dalam atom.
 | ||
| Gambar 3. Skema percobaan Geiger dan Marsden.
gambar 3 memperlihatkan percobaan yang dilakukan oleh Geiger dan Marsden (1911). Berdasarkan percobaan tersebut, Rutherford mengemukakan suatu model atom berikut ini.
a. Sebuah atom terdiri atas inti bermuatan positif yang terletak di tengah/pusat.
b. Inti atom dikelilingi elektron yang dipengaruhi oleh gaya tarik-menarik, yang disebut gaya Coulomb sebesar:
Gaya Coulomb tersebut diimbangi oleh gaya sentripetal sebesar:
Jadi, elektron berputar pada lintasan tertentu, seperti perputaran planet-planet yang mengelilingi pusat tata surya.
c. Atom bersifat netral, yaitu jumlah proton sama dengan jumlah elektron yang mengelilingi inti.
|
Atom bukan merupakan bola pejal, karena hampir semua partikel alfa diteruskan
Jika lempeng emas tersebut dianggap sebagai satu lapisanatom-atom emas, maka didalam atom emas terdapat partikel yang sangat kecil yang bermuatan positif.
Partikel tersebut merupakan partikelyang menyusun suatu inti atom, berdasarkan fakta bahwa 1 dari 20.000 partikel alfa akan dibelokkan. Bila perbandingan 1:20.000 merupakan perbandingan diameter, maka didapatkan ukuran inti atom kira-kira 10.000 lebih kecil daripada ukuran atom keseluruhan.
Berdasarkan fakta-fakta yang didapatkan dari percobaan tersebut, Rutherford mengusulkan model atom yang dikenal dengan Model Atom Rutherford yang menyatakan bahwa Atom terdiri dari inti atom yang sangat kecil dan bermuatan positif, dikelilingi oleh elektron yang bermuatan negatif. Rutherford menduga bahwa didalam inti atom terdapat partikel netral yang berfungsi mengikat partikel-partikel positif agar tidak saling tolak menolak.
Model atom Rutherford dapat digambarkan sebagai beriukut:
Kelemahan:
.
a. Elektron yang berputar mengelilingi inti dianggap sebagai getaran listrik yang memancarkan gelombang elektromagnetik (energi). Jika energi berkurang, maka lintasan makin kecil, tetapi elektron tersebut tidak menempel pada inti. Hal ini menunjukkan bahwa model atom Rutherford tidak dapat menjelaskan kestabilan atom.
b. Jika lintasan makin kecil, periode putaran elektron juga makin kecil. Frekuensi gelombang bermacam-macam, sehingga spektrum yang dipancarkan seharusnya berupa spektrum diskontinu. Pada kenyataannya, pada atom hidrogen bertentangan dengan pengamatan spektrometer tentang atom hidrogen.
Spektrum Atom Hidrogen
Gas hidrogen ditempatkan dalam sebuah tabung lucutan gas yang diberi beda potensial tinggi sehingga terjadi lucutan muatan listrik. Gas hidrogen menjadi bercahaya dan memancarkan cahaya merah kebirubiruan. Cahaya ini dapat dianalisis oleh spektrograf. Kita dapat mengamati deretan garis-garis cahaya Pada pelat foto. Setiap garis menampilkan sebuah panjang gelombang cahaya yang diberikan oleh sumber cahaya.
 |
| Gambar 5. Spektrum matahari, hidrogen, helium, air raksa, dan uraniaum. [2] |
Gambar 5. menunjukkan spektrum garis yang diperoleh dalam daerah cahaya tampak. Spektrum garis dalam cahaya tampak terdiri atas empat garis, yaitu 410,2 nm; 434,1 nm; 486,2 nm; dan 656,3 nm.
Pada tahun 1885, J.J Balmer menemukan bahwa panjang gelombang tersebut dapat ditampilkan dalam satu rumus tunggal, yang menyatakan deret garis-garis dalam spektrum radiasi yang dipancarkan oleh atom hidrogen tereksitasi. Garis-garis ini menyatakan lintasan elektron yang jatuh dari tingkat energi lebih tinggi ke lintasan elektron dengan tingkat energi lebih rendah, sambil memancarkan gelombang elektromagnetik sebagai radiasi foton. Deret ini juga disebut sebagai deret yang tepat memancarkan cahaya tampak. Panjang gelombang deret ini dirumuskan:
dengan R menyatakan konstanta Rydberg yang besarnya 1,097 × 107 m-1dan n = 3, 4, 5, 6, ... .
Pada Gambar 5. memperlihatkan deret Balmer spektrum hidrogen pada beberapa panjang gelombang. Panjang gelombang terpanjang adalah pada 656,3 nm dan panjang gelombang terpendek deret Balmer adalah 364,6 nm.
Deret Balmer bukanlah satu-satunya spektrum garis yang dihasilkan atom-atom hidrogen. Deret yang diperoleh dalam daerah ultra ungu dengan batas panjang gelombang antara 121,6 nm dan 91,2 nm adalah deret Lyman.
Adapun yang ditemukan dalam daerah inframerah, adalah Paschen, Bracket, dan Pfund. Secara umum rumus deret dinyatakan sebagai:
Untuk deret Lyman, n = 1; Balmer n = 2; Paschen n = 3; Bracket n = 4; dan Pfund n = 5, sehingga secara umum dapat dituliskan berikut ini.
a. Deret Lyman (deret ultra ungu)
b. Deret Balmer (deret cahaya tampak)
c. Deret Paschen (deret inframerah I)
d. Deret Bracket (deret inframerah II)
e. Deret Pfund (deret inframerah III)
Contoh Soal 1 :
Tentukan panjang gelombang terpanjang dan terpendek deret Balmer atom hidrogen jika konstanta Rydberg R = 1,097 × 107 m-1!
Penyelesaian:
Panjang gelombang terpanjang terjadi jika elektron mengalami transisi dari kulit n = 3 ke n = 2. Sesuai dengan persamaan (4) diperoleh:
Contoh Soal 2 :
Spektrum deret Paschen menghasilkan panjang gelombang 1,28 × 10-6 m. Tentukan nilai n pada deret Paschen tersebut, jika konstanta Rydberg R = 1,097 × 107 m-1!
Penyelesaian:
Pada deret Paschen berlaku:
ada tahun 1913, pakar fisika Denmark bernama Neils Bohr memperbaiki kegagalan atom Rutherford melalui percobaannya tentang spektrum atom hidrogen. Percobaannya ini berhasil memberikan gambaran keadaan elektron dalam menempati daerah disekitar inti atom. Penjelasan Bohr tentang atom hidrogen melibatkan gabungan antara teori klasik dari Rutherford dan teori kuantum dari Planck, diungkapkan dengan empat postulat, sebagai berikut:
Hanya ada seperangkat orbit tertentu yang diperbolehkan bagi satu elektron dalam atom hidrogen. Orbit ini dikenal sebagai keadaan gerak stasioner (menetap) elektron dan merupakan lintasan melingkar disekeliling inti.
Selama elektron berada dalam lintasan stasioner, energi elektron tetap sehingga tidak ada energi dalam bentuk radiasi yang dipancarkan maupun diserap.
Elektron hanya dapat berpindah dari satu lintasan stasioner ke lintasan stasioner lain. Pada peralihan ini, sejumlah energi tertentu terlibat, besarnya sesuai dengan persamaan planck, ΔE = hv.
Lintasan stasioner yang dibolehkan memilki besaran dengan sifat-sifat tertentu, terutama sifat yang disebut momentum sudut. Besarnya momentum sudut merupakan kelipatan dari h/2∏ atau nh/2∏, dengan n adalah bilangan bulat dan h tetapan planck.
Menurut model atom bohr, elektron-elektron mengelilingi inti pada lintasan-lintasan tertentu yang disebut kulit elektron atau tingkat energi. Tingkat energi paling rendah adalah kulit elektron yang terletak paling dalam, semakin keluar semakin besar nomor kulitnya dan semakin tinggi tingkat energinya.
Bohr mengaitkan konsep energi dengan gerak elektron dan mendasarkan teorinya pada dua postulat berikut ini.
a. Elektron mengelilingi inti dengan lintasan atau orbit tertentu. Berdasarkan teori mekanika kuantum, benda yang bergerak beraturan dengan orbit tertentutidak akan membebaskan energi jika keliling lintasannya merupakan bilangan bulat dari panjang gelombang de Broglie, dengan momentum anguler sebesar:
dengan n adalah bilangan bulat (n = 1, 2, 3, .......) yang menyatakan bilangan kuantum, h adalah tetapan Planck, m adalah massa elektron, dan r adalah jari-jari lintasan.
b. Elektron dapat berpindah dari tingkat energi satu ke tingkat energi yang lain. Tingkat energi pada tiap lintasan elektron adalah berbeda-beda. Elektron yang paling dekat dengan inti (n = 1) mempunyai tingkat energi yang paling rendah.
Jika elektron berpindah ke lintasan yang lebih dekat dari inti (ke tempat energi yang rendah), akan melepaskan (memancarkan) energi foton sebesar hf. Sebaliknya, jika elektron berpindah ke tingkat energi yang lebih tinggi akan menyerap energi.
 |
| Gambar 7. Loncatan elektron dari satu orbit ke orbit lainnya. |
Bohr beranggapan bahwa suatu elektron tunggal dengan massa m bergerak dalam lintasan orbit berbentuk lingkaran dengan jari-jari r, dan kecepatan v, mengelilingi inti bermuatan positif. Keadaan ini menunjukkan adanya keseimbangan antara gaya Coulomb pada persamaan (1) dan gaya sentripetal pada persamaan (2).
sehingga diperoleh:
Dari persamaan (9) dan (10) akan diperoleh jari-jari lintasan elektron berikut ini.
untuk n = 1 diperoleh nilai r = 5,3 × 10-9 cm = 0,53 yang disebut jari-jari Bohr (Bohr radius).
Energi tiap lintasan elektron merupakan jumlah dari energi kinetik dan energi potensialnya.
Berdasarkan nilai r pada persamaan (11) maka energi elektron pada persamaan (12) menjadi:
sehingga diperoleh:
dengan n adalah tingkat energi.
Model atom Bohr juga memiliki kelemahan-kelemahan berikut ini.
a. Lintasan elektron ternyata rumit sekali, masih terdapat beberapa suborbit yang tidak dapat dijelaskan dengan teori Bohr.
b. Teori atom Bohr dapat menerangkan model atom hidrogen, tetapi tidak dapat menerangkan atom berelektron banyak karena sulit perhitungannya.
c. Tidak dapat menerangkan proses ikatan kimia.
d. Tidak dapat menerangkan pengaruh medan magnet terhadap spektrum atom.
5. Teori Atom Modern
Model atom mekanika kuantum dikembangkan oleh Erwin Schrodinger (1926).Sebelum Erwin Schrodinger, seorang ahli dari Jerman Werner Heisenberg mengembangkan teori mekanika kuantum yang dikenal dengan prinsip ketidakpastian yaitu “Tidak mungkin dapat ditentukan kedudukan dan momentum suatu benda secara seksama pada saat bersamaan, yang dapat ditentukan adalah kebolehjadian menemukan elektron pada jarak tertentu dari inti atom”.
Daerah ruang di sekitar inti dengan kebolehjadian untuk mendapatkan elektron disebut orbital. Bentuk dan tingkat energi orbital dirumuskan oleh Erwin Schrodinger.Erwin Schrodinger memecahkan suatu persamaan untuk mendapatkan fungsi gelombang untuk menggambarkan batas kemungkinan ditemukannya elektron dalam tiga dimensi.
Persamaan Schrodinger.
x,y dan z : Posisi dalam tiga dimensi
Y : Fungsi gelombang
m : Massa
ђ : h/2p dimana h = konstanta plank dan p = 3,14
E : Energi total
V : Energi potensial
Model atom dengan orbital lintasan elektron ini disebut model atom modern atau model atom mekanika kuantum yang berlaku sampai saat ini, seperti terlihat pada gambar berikut ini.
Awan elektron disekitar inti menunjukan tempat kebolehjadian elektron. Orbital menggambarkan tingkat energi elektron. Orbital-orbital dengan tingkat energi yang sama atau hampir sama akan membentuk sub kulit. Beberapa sub kulit bergabung membentuk kulit.Dengan demikian kulit terdiri dari beberapa sub kulit dan subkulit terdiri dari beberapa orbital. Walaupun posisi kulitnya sama tetapi posisi orbitalnya belum tentu sama.
Ciri khas model atom mekanika gelombang
Gerakan elektron memiliki sifat gelombang, sehingga lintasannya (orbitnya) tidak stasioner seperti model Bohr, tetapi mengikuti penyelesaian kuadrat fungsi gelombang yang disebut orbital (bentuk tiga dimensi darikebolehjadian paling besar ditemukannya elektron dengan keadaan tertentu dalam suatu atom)
Bentuk dan ukuran orbital bergantung pada harga dari ketiga bilangan kuantumnya. (Elektron yang menempati orbital dinyatakan dalam bilangan kuantum tersebut)
Posisi elektron sejauh 0,529 Amstrong dari inti H menurut Bohr bukannya sesuatu yang pasti, tetapi bolehjadi merupakan peluang terbesar ditemukannya elektron.
Bilangan Kuantum
Struktur elektrolit suatu atom mengacu pada cara elektron tersusun di sekeliling inti, dan terutama pada tingkat energi tertentu yang ditempati atom tersebut. Suatu bilangan yang menunjukkan orbit elektron mengelilingi inti pada kulit atau tingkat energi tertentu disebut bilangan kuantum (quantum number). Setiap elektron dapat digolongkan berdasarkan empat bilangan kuantum yang akan diuraikan berikut ini.
 |
| Gambar 9. Satu elektron memungkinkan gerak putar ke kanan ½ dan ke kiri ½. |
Bilangan Kuantum Utama (n)
Bilangan ini menyatakan tingkat energi utama dan memiliki nilai 1, 2, 3 dan seterusnya. Semakin besar nilai n, maka semakin jauh letak elektron dari inti. Tingkat energi ataupun orbit yang sesuai dengan tingkat energi tersebut dinyatakan sebagai kulit dan dinyatakan dengan huruf K, L, M, N, ... . Kulit K (n = 1) adalah kulit yang letaknya paling dekat dengan inti. Jumlah elektron dalam kulit adalah 2n2.
Bilangan Kuantum Orbital (l)
Bilangan ini menentukan nilai momentum sudut suatu elektron, dan menunjukkan di subkulit (sublintasan) tempat pergerakan elektron terjadi. Nilai l tergantung pada nilai bilangan kuantum utama n. Untuk nilai n tertentu, l mempunyai nilai bilangan bulat yang mungkin dari 0 sampai (n-1). Bila n = 1, hanya ada satu nilai lyang mungkin, yaitu l = n – 1 = 1 – 1 = 0. Bila n = 2 ada dua nilai l, 0 dan 1. Bila n = 3, ada tiga nilai l, yaitu 0, 1, 2.
Subkulit l = 0 disebut subkulit s (sharp), subkulit l = 1 adalah p (principle), subkulit l = 2 disebut d (diffuse), dan subkulit l = 3 disebut f (fundamental). Jadi, bila l = 0, kita mempunyai sebuah orbital s, bila l = 1 kita mempunyai orbital p, dan seterusnya.
Sekumpulan orbital-orbital dengan nilai n yang sama seringkali disebut kulit. Satu atau lebih orbital dengan nilai n dan l yang sama dirujuk selalu subkulit. Misalnya, kulit dengan n = 2 terdiri atas 2 subkulit, l = 0 dan 1. Subkulit-subkulit ini disebut subkulit 2s dan subkulit 2p di mana 2 melambangkan nilai n, serta s dan p melambangkan nilai l.
Besar momentum sudut elektron dinyatakan:
Efek Zeeman
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.
Bilangan Kuantum Magnetik (m)
Bilangan kuantum ini menentukan orientasi dari orbit elektron dalam medan magnet. Nilai ml yang mungkin yaitu -l, -(l - 1), ..., -1, 0, 1, ..., (l - 1), + l. Di subkulit s (yaitu bila l = 0) nilai ml = 0. Di subkulit p (yaitu bilal = 1) nilai ml yang mungkin adalah +1, 0, dan -1, jadi ada tiga orbital p pada subkulit p, yang biasanya dibedakan dengan px, py, dan pz. Dalam keadaan normal, ketiga orbital ini memiliki tingkat energi yang sama. Dalam setiap nilai bilangan kuantum orbital (l) memiliki nilai bilangan kuantum magnetik (ml) sebanyak (2l +1). Bilangan kuantum magnetik (ml ) merupakan proyeksi vektor l pada suatu sumbu z sembarang seperti yang dijelaskan oleh Gambar 10.
 |
| Gambar 10. m sebagai proyeksi l pada sumbu z. |
Elektron dalam suatu atom dengan momentum sudut tertentu dapat berinteraksi dengan medan magnetik luar. Bila arah medan magnetik luar adalah sejajar dengan sumbu z, maka nilai L dalam arah z memenuhi persamaan:
Contoh Soal 5 :
Jika bilangan kuantum orbital l = 3, tentukanlah:
a. besar momentum sudut elektron yang mungkin,
b. momentum sudut elektron dalam arah sumbu z!
Penyelesaian:
Bilangan kuantum magnetik ml yang mungkin untuk l = 3
ml = -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3
a. Besar momentum sudut elektron untuk l = 3
b. Momentum sudut elektron dalam arah sumbu z untuk:
ml = -3 → Lz = (-3) ħ = -3
ml = -2 → Lz = (-2) ħ = -2
ml = -1 → Lz = (-1) ħ = - ħ
ml = 0 → Lz = (-0) ħ = 0
ml = 1 → Lz = (1) ħ = ħ
ml = 2 → Lz = (2) ħ = 2
ml = 3 → Lz = (3) ħ = 3
Bilangan Kuantum Spin (s)
Bilangan kuantum ini memberikan gambaran tentang arah putaran elektron pada sumbunya sendiri. Nilai bilangan kuantum spin yang mungkin adalah + ½ atau - ½ (kemungkinan putar kanan = ½ dan kemungkinan putar kiri = ½) .
 |
| Gambar 11. Spin elektron (a) searah jarum jam (b) berlawanan arah dengan jarum jam. |
Gambar 11. menunjukkan dua kemungkinan gerak spin elektron, yang satu searah jarum jam dan satunya berlawanan dengan arah jarum jam.
Contoh Soal 6 :
Berapa jumlah maksimum elektron yang mungkin terdapat pada tingkat utama di mana n = 3?
Penyelesaian:
Untuk n = 3, maka l = 0, 1, dan 2. Jumlah orbital untuk tiap nilai l adalah:
Nilai l
|
Jumlah Orbital (2l + 1)
|
0
|
1
|
1
|
3
|
2
|
5
|
Jumlah orbital adalah 9, jumlah maksimum elektron yang dapat berada pada orbital-orbital ini adalah 2n2 = 2(3)2= 18.
Asas Pauli
Prinsip larangan Pauli dikemukakan pada tahun 1925 oleh Wolfgang Pauli (1900 - 1958), yang menyatakan bahwa tidak mungkin ada dua elektron yang mempunyai empat bilangan kuantum sama. Dalam hal ini, dua buah elektron dapat mempunyai bilangan kuantum n, l, dan m yang sama, tetapi bilangan kuantum s tidak mungkin sama sebab yang mungkin ½ atau - ½. Sehingga, setiap orbital dapat diisi oleh maksimal dua elektron (sepasang elektron).
"Pada konfigurasi elektron He, 1s2 dibaca 1 s dua buka 1 s kuadrat"
Asas Pauli menentukan banyaknya elektron pada masing-masing kulit dan subkulit. Misalnya, untuk n = 2, kemungkinan nilai l ada dua, yaitu l = 0 dan l = 1. Dengan l = 0, hanya ada satu kemungkinan nilai m yaitu m = 0 yang memiliki dua kemungkinan nilai s yaitu s = + ½ dan s = - ½. Dengan demikian, kulit L di subkulit s hanya ada dua elektron saja. Di subkulit p, yaitu dengan l = 1, ada tiga kemungkinan nilai m, yaitu m = -1, m = 0, dan m = 1, yang masing-masing mempunyai dua kemungkinan nilai s. Jadi, di subkulit p terdapat 6 elektron, sehingga di kulit L itu terdapat 8 elektron. Pada umumnya, subkulit p di kulit n = 2, ditulis sebagai 2p, dan seterusnya. Tabel 1. menunjukkan konfigurasi elektron-elektron atom pada beberapa unsur.
Tabel 1. Konfigurasi elektron-elektron atom pada beberapa unsur
Banyak elektron
|
Konfigurasi Elektron
| |
Hidrogen (H)
|
1
|
1s1
|
Helium (He)
|
2
|
1s2
|
Litium (Li)
|
3
|
1s2
|
Berilium (Be)
|
4
|
1s2 2s2
|
Boron (B)
|
5
|
1s2 2s2
|
Karbon (C)
|
6
|
1s2 2s2 2p2
|
Nitrogen (N)
|
7
|
1s2 2s2
|
Oksigen (0)
|
8
|
1s2 2s2 2p4
|
Fluorin (F)
|
9
|
1s2 2s2
|
Neon (Ne)
|
10
|
1s2 2s2 2p6
|
Natrium (Na)
|
11
|
1s2 2s2 2p6
|
Magnesium (Mg)
|
12
|
1s2 2s2 2p6 3s2
|
Aluminium (Al)
|
13
|
1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
|
Silikon (Si)
|
14
|
1s2 2s2 2p6 3s2 3p2
|
Fosfor (P)
|
15
|
1s2 2s2 2p6 3s2 3p2
|
Sulfur (S)
|
16
|
1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
|
Klorin (Cl)
|
17
|
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
|
Argon (Ar)
|
18
|
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
|
Kalium (K)
|
19
|
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
|
Kalsium (Ca)
|
20
|
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2
|
Energi Ionisasi dan Afinitas Elektron
Sifat-sifat kimia setiap atom ditentukan oleh konfigurasi elektron valensi atom tersebut. Kestabilan elektron terluar ini tercermin secara langsung pada energi ionisasi atom tersebut. Energi ionisasi ini adalah energi minimum yang diperlukan untuk memindahkan atau melepaskan satu elektron atom pada keadaan dasarnya.
Bentuk ikatan kimia berasal dari pemindahan elektron-elektron, sehingga energi yang dibutuhkan untuk memindahkan elektron adalah ukuran yang sangat penting dalam pembentukan sebuah ikatan atom.
Besarnya energi ionisasi merupakan ukuran usaha yang diperlukan untuk memaksa satu atom untuk melepaskan elektronnya, atau seberapa erat elektron terikat dalam atom. Makin besar energi ionisasi, makin sukar untuk melepaskan elektronnya.
Pada tabel periodik unsur, berbagai macam radiasi atom yang memiliki atom kecil secara khas memiliki energi ionisasi yang tinggi, dan atom yang besar memiliki energi ionisasi yang kecil. Dengan demikian, elemen dengan energi ionisasi terendah ditemukan di tabel kiri periode yang lebih rendah, dan energi ionisasi tertinggi ditemukan di tabel sebelah kanan atas. Variasi dari energi ionisasi berhubungan dengan variasi radius atom, karena valensi elektron dalam atom yang besar rata-rata jauh dari inti, maka daya tariknya sangat lemah. Sebaliknya, valensi elektron dalam atom yang kecil dekat dengan sumber inti, maka daya tariknya kuat.
 |
| Gambar 12. Hubungan energi ioniasasi pertama terhadap nomor atom. |
Gambar 12. menunjukkan keperiodikan dalam kestabilan elektron yang terlihat paling lemah. Satu keistimewaan yang terlihat pada Gambar 12. adalah puncak-puncak yang berkaitan dengan gas mulia. Energi ionisasi yang sangat tinggi bersesuaian dengan fakta bahwa hampir semua gas mulia tidak reaktif secara kimia. Pada kenyataannya, helium mempunyai energi ionisasi pertama tersebar di antara semua unsur.
 |
| Gambar 13. Plot afinitas elektron terhadap nomor atom untuk 56 unsur pertama. |
Sifat lain yang mempengaruhi pembentukan ikatan adalah kemampuannya untuk menerima satu atau lebih elektron. Kemampuan ini disebut afinitas elektron. Afinitas elektron positif berarti bahwa energi dilepaskan ketika satu elektron ditambahkan ke suatu atom, dan negatif ketika satu elektron diterima oleh atom suatu unsur. Afinitas yang bernilai besar dan positif berarti bahwa ion negatifnya sangat stabil, yaitu atom tersebut memiliki kecenderungan kuat untuk menerima elektron, seperti energi ionisasi suatu atom yang tinggi yang berarti bahwa atom itu sangat stabil.
Praktikum Sederhana Fisika Atom :
Tujuan : Memahami perkembangan teori atom.
Teori atom Dalton menyatakan bahwa atom adalah partikel terkecil suatu materi yang tidak dapat dibagi lagi. Beberapa ilmuwan melakukan percobaan lebih lanjut untuk menunjukkan bahwa atom bukanlah sesuatu yang tidak terbagi, melainkan terdiri atas beberapa jenis partikel subatom. Dalam atom terdapat partikel dasar, yaitu elektron, proton, dan neutron. Tugas kalian adalah mencari artikel dari beberapa literatur berupa artikel, hasil telaah atau yang lainnya, kemudian pelajari, dan buatlah laporan tertulis yang berisi rangkuman yang membahas struktur atom menurut beberapa ilmuwan, yang menyatakan bahwa proton dan neutron terdapat dalam inti atom, sedangkan elektron berputar mengelilingi inti. Presentasikan laporan kalian di depan kelas!
Melihat Baru Percaya
Ukuran atom sangatlah kecil apabila dibandingkan dengan gelombang cahaya. Oleh karena itu, mikroskop optik biasa tidak mampu melihat sebuah atom. Yang tampak hanyalah gambar kabur jutaan atom bersama-sama. Mikroskop gaya atom atau AFM (atomic force microscope) tidak menggunakan cahaya. Yang digunakannya adalah sebuah alat perunut tajam yang dapat digerakkan maju dan mundur pada permukaan sebuah sampel, merunut awan elektron di seputar setiap atom. Hasilnya gambar-gambar atom dapat ditampilkan melalui sebuah monitor komputer.
 |
| Gambar 14. Gambar AFM. (3) |
Gambar di atas adalah gambar AFM yang dibuat komputer pada permukaan sepotong kaca. Setiap wilayah yang naik merupakan satu atom silikon atau oksigen.
Tidak ada komentar:
Posting Komentar