BAB IPENGERTIAN ATOM

I. Pendahuluan

Atom adalah satuan unit terkecil dari sebuah unsur yang memiliki sifat-

sifat dasar tertentu. Setiap atom terdiri dari sebuah inti kecil yang terdiri dari

proton dan neutron dan sejumlah elektron pada jarak yang jauh. Pada tahun 1913

Neils Bohr pertama kali mengajukan teori kuantum untuk atom hydrogen. Model

ini merupakan transisi antara model mekanika klasik dan mekanika gelombang.

Karena pada prinsip fisika klasik tidak sesuai dengan kemantapan hidrogen atom

yang teramati. Model atom Bohr memperbaiki kelemahan model atom

Rutherford. Untuk menutupi kelemahan model atom Rutherford, Bohr

mengeluarkan empat postulat. Gagasan Bohr menyatakan bahwa elektron harus

mengorbit di sekeliling inti. Namun demikian, teori atom yang dikemukakan

oleh Neils Bohr juga memiliki banyak kelemahan. Model Bohr hanyalah

bermanfaat untuk atom-atom yang mengandung satu elektron tetapi tidak untuk

atom yang berelektron banyak.

Di awal abad ke-20, percobaan oleh Ernest Rutherford telah dapat

menunjukkan bahwa atom terdiri dari sebentuk awan difus elektron bermuatan

negatif mengelilingi inti yang kecil, padat, dan bermuatan positif. Berdasarkan

data percobaan ini, sangat wajar jika fisikawan kemudian membayangkan sebuah

model sistem keplanetan yang diterapkan pada atom, model Rutherford tahun

1911, dengan elektron-elektron mengorbit inti seperti layaknya planet mengorbit

matahari. Namun demikian, model sistem keplanetan untuk atom menemui

beberapa kesulitan. Sebagai contoh, hukum mekanika klasik (Newtonian)

memprediksi bahwa elektron akan melepas radiasi elektromagnetik ketika sedang

mengorbit inti. Karena dalam pelepasan tersebut elektron kehilangan energi, maka

lama-kelamaan akan jatuh secara spiral menuju ke inti. Ketika ini terjadi,

frekuensi radiasi elektromagnetik yang dipancarkan akan berubah. Namun

percobaan pada akhir abad 19 menunjukkan bahwa loncatan bunga api listrik yang

dilalukan dalam suatu gas bertekanan rendah di dalam sebuah tabung hampa akan

membuat atom atom gas memancarkan cahaya (yang berarti radiasi

1

elektromagnetik) dalam frekuensi-frekuensi tetap yang diskret. Pada tahun 1913,

Niels Bohr, fisikawan berkebangsaan Swedia, mengikuti jejak Einstein

menerapkan teori kuantum untuk menerangkan hasil studinya mengenai spektrum

atom hidrogen. Bohr mengemukakan teori baru mengenai struktur dan sifat-sifat

atom. Teori atom Bohr ini pada prinsipnya menggabungkan teori kuantum Planck

dan teori atom dari Ernest Rutherford yang dikemukakan pada tahun 1911. Bohr

mengemukakan bahwa apabila elektron dalam orbit atom menyerap suatu

kuantum energi, elektron akan meloncat keluar menuju orbit yang lebih tinggi.

Sebaliknya, jika elektron itu memancarkan suatu kuantum energi, elektron akan

jatuh ke orbit yang lebih dekat dengan inti atom.

a. Gagasan Kunci Model atom Bohr

Dua gagasan kunci adalah:

1. Elektron-elektron bergerak di dalam orbit-orbit dan memiliki momentum

yang terkuantisasi, dan dengan demikian energi yang terkuantisasi. Ini

berarti tidak setiap orbit, melainkan hanya beberapa orbit spesifik yang

dimungkinkan ada yang berada pada jarak yang spesifik dari inti.

2. Elektron-elektron tidak akan kehilangan energi secara perlahan-lahan

sebagaimana mereka bergerak di dalam orbit, melainkan akan tetap stabil

di dalam sebuah orbit yang tidak meluruh.

b. Postulat Dasar Model Atom Bohr

Ada empat postulat yang digunakan untuk menutupi kelemahan model atom

Rutherford, antara lain :

1. Atom Hidrogen terdiri dari sebuah elektron yang bergerak dalam suatu

lintas edar berbentuk lingkaran mengelilingi inti atom ; gerak elektron

tersebut dipengaruhi oleh gaya coulomb sesuai dengan kaidah mekanika

klasik.

2. Lintas edar elektron dalam hydrogen yang mantap hanyalah memiliki

harga momentum angular L yang merupakan kelipatan dari tetapan Planck

dibagi dengan 2π.

2

dimana n = 1,2,3,… dan disebut sebagai bilangan kuantum utama, dan h

adalah konstanta Planck.

3. Dalam lintas edar yang mantap elektron yang mengelilingi inti atom tidak

memancarkan energi elektromagnetik, dalam hal ini energi totalnya E

tidak berubah.

4. Jika suatu atom melakukan transisi dari keadaan energi tinggi EU ke

keadaan energi lebih rendah EI, sebuah foton dengan energi hυ=EU-EI

diemisikan. Jika sebuah foton diserap, atom tersebut akan bertransisi ke

keadaan energi rendah ke keadaan energi tinggi.

c. Model Atom Bohr

”Bohr menyatakan bahwa elektron-elektron hanya menempati orbit-

orbit tertentu disekitar inti atom, yang masing-masing terkait sejumlah

energi kelipatan dari suatu nilai kuantum dasar. (John Gribbin, 2002)”

Model Bohr dari atom hidrogen menggambarkan elektron-elektron

bermuatan negatif mengorbit pada kulit atom dalam lintasan tertentu

mengelilingi inti atom yang bermuatan positif. Ketika elektron meloncat

dari satu orbit ke orbit lainnya selalu disertai dengan pemancaran atau

penyerapan sejumlah energi elektromagnetik.

Menurut Bohr :

” Ada aturan fisika kuantum yang hanya mengizinkan sejumlah

tertentu elektron dalam tiap orbit. Hanya ada ruang untuk dua

elektron dalam orbit terdekat dari inti. (John Gribbin, 2005)”

3

Gambar. Model Atom Bohr

Model ini adalah pengembangan dari model puding prem (1904), model

Saturnian (1904), dan model Rutherford (1911). Karena model Bohr adalah

pengembangan dari model Rutherford, banyak sumber mengkombinasikan kedua

nama dalam penyebutannya menjadi model Rutherford-Bohr. Kunci sukses model

ini adalah dalam menjelaskan formula Rydberg mengenai garis-garis emisi

spektral atom hidrogen, walaupun formula Rydberg sudah dikenal secara

eksperimental, tetapi tidak pernah mendapatkan landasan teoritis sebelum model

Bohr diperkenalkan. Tidak hanya karena model Bohr menjelaskan alasan untuk

struktur formula Rydberg, ia juga memberikan justifikasi hasil empirisnya dalam

hal suku-suku konstanta fisika fundamental. Model Bohr adalah sebuah model

primitif mengenai atom hidrogen. Sebagai sebuah teori, model Bohr dapat

dianggap sebagai sebuah pendekatan orde pertama dari atom hidrogen

menggunakan mekanika kuantum yang lebih umum dan akurat, dan dengan

demikian dapat dianggap sebagai model yang telah usang. Namun demikian,

karena kesederhanaannya, dan hasil yang tepat untuk sebuah sistem tertentu,

model Bohr tetap diajarkan sebagai pengenalan pada mekanika kuantum.

Gambar. Model Bohr untuk atom hydrogen

4

1. Lintasan yang diizinkan untuk elektron dinomori n = 1, n = 2, n =3 dst.

Bilangan ini dinamakan bilangan kuantum, huruf K, L, M, N juga digunakan

untuk menamakan lintasan

2. Jari-jari orbit diungkapkan dengan 12, 22, 32, 42, …n2. Untuk orbit tertentu

dengan jari-jari minimum a0 = 0,53 Å

a0=4πε 0ℏ

2

me2

3 . Jika elektron tertarik ke inti dan dimiliki oleh orbit n, energi dipancarkan

dan energi elektron menjadi lebih rendah sebesar

Gambar. Tingkat-tingkat energi atom Hydrogen

5

En=−B

n2,

d. Tingkatan energi elektron dalam atom hidrogen

Model Bohr hanya akurat untuk sistem satu elektron seperti atom

hidrogen atau helium yang terionisasi satu kali. Penurunan rumusan

tingkat-tingkat energi atom hidrogen menggunakan model Bohr.

Penurunan rumus didasarkan pada tiga asumsi sederhana:

1. Energi sebuah elektron dalam orbit adalah penjumlahan energi kinetik

dan energi potensialnya:

dengan k = 1 / (4πε0), dan qe adalah muatan elektron.

2. Momentum sudut elektron hanya boleh memiliki harga diskret

tertentu:

dengan n = 1,2,3,… dan disebut bilangan kuantum utama, h adalah

konstanta Planck, dan .

3. Elektron berada dalam orbit diatur oleh gaya coulomb. Ini berarti gaya

coulomb sama dengan gaya sentripetal:

Dengan mengalikan ke-2 sisi persamaan (3) dengan r didapatkan:

Suku di sisi kiri menyatakan energi potensial, sehingga persamaan

untuk energi menjadi:

6

Dengan menyelesaikan persamaan (2) untuk r, didapatkan harga jari-

jari yang diperkenankan:

Dengan memasukkan persamaan (6) ke persamaan (4), maka

diperoleh:

Dengan membagi kedua sisi persamaan (7) dengan mev didapatkan

Dengan memasukkan harga v pada persamaan energi (persamaan (5)), dan

kemudian mensubstitusikan harga untuk k dan , maka energi pada tingkatan

orbit yang berbeda dari atom hidrogen dapat ditentukan sebagai berikut:

7

Dengan memasukkan harga semua konstanta, didapatkan,

Dengan demikian, tingkat energi terendah untuk atom hidrogen (n = 1)

adalah -13.6 eV. Tingkat energi berikutnya (n = 2) adalah -3.4 eV. Tingkat energi

ketiga (n = 3) adalah -1.51 eV, dan seterusnya. Harga-harga energi ini adalah

negatif, yang menyatakan bahwa elektron berada dalam keadaan terikat dengan

proton. Harga energi yang positif berhubungan dengan atom yang berada dalam

keadaan terionisasi yaitu ketika elektron tidak lagi terikat, tetapi dalam keadaan

tersebar. Dengan teori kuantum, Bohr juga menemukan rumus matematika yang

dapat dipergunakan untuk menghitung panjang gelombang dari semua garis yang

muncul dalam spektrum atom hidrogen. Nilai hasil perhitungan ternyata sangat

cocok dengan yang diperoleh dari percobaan langsung. Namun untuk unsur yang

lebih rumit dari hidrogen, teori Bohr ini ternyata tidak cocok dalam meramalkan

panjang gelombang garis spektrum. Meskipun demikian, teori ini diakui sebagai

langkah maju dalam menjelaskan fenomena-fenomena fisika yang terjadi dalam

tingkatan atomik. Teori kuantum dari Planck diakui kebenarannya karena dapat

dipakai untuk menjelaskan berbagai fenomena fisika yang saat itu tidak bisa

diterangkan dengan teori klasik.

8

e. Kelebihan dan Kelemahan Teori Bohr

# Kelebihan

1. Keberhasilan teori Bohr terletak pada kemampuannya untuk

meeramalkan garis-garis dalam spektrum atom hidrogen

2. Salah satu penemuan adalah sekumpulan garis halus, terutama jika

atom-atom yang dieksitasikan diletakkan pada medan magnet

# Kelemahan

1. Struktur garis halus ini dijelaskan melalui modifikasi teori

Bohr tetapi teori ini tidak pernah berhasil memerikan

spektrum selain atom hydrogen

2. Belum mampu menjelaskan adanya stuktur halus(fine

structure) pada spectrum, yaitu 2 atau lebih garis yang

sangat berdekatan

3. Belum dapat menerangkan spektrum atom kompleks

4. Itensitas relatif dari tiap garis spektrum emisi.

5. Efek Zeeman, yaitu terpecahnya garis spektrum bila atom

berada dalam medan magnet.

9

BAB IISTRUKTUR ATOM

A. PENGERTIAN DASAR

1. Partikel dasar : partikel-partikel pembentuk atom yang terdiri dari

elektron, proton den neutron.

1. Proton : partikel pembentuk atom yang mempunyai massa

sama dengan

satu sma (amu) dan bermuatan +1.

2. Neutron : partikel pembentuk atom yang bermassa satu

sma (amu) dan

netral.

3. Elektron : partikel pembentuk atom yang tidak mempunyai

massa dan

bermuatan -1.

2. Nukleus : Inti atom yang bermuatan positif, terdiri dari proton

den

neutron.

3. Notasi unsur : z

A dengan X : tanda atom (unsur)

Z : nomor atom = jumlah elektron

(e) = jumlah proton (p)

A : bilangan massa = jumlah proton + neutron

Pada atom netral, berlaku: jumlah elektron = jumlah proton.

4. Atom tak netral : atom yang bermuatan listrik karena kelebihan

atau kekurangan elektron bila dibandingkan dengan atom

netralnya. Atom bermuatan positif bila kekurangan elektron,

disebut kation. Atom bermuatan negatif bila kelebihan elektron,

disebut anion.

Contoh:

- Na+ : kation dengan kekurangan 1 elektron

- Mg2- : kation dengan kekurangan 2 elektron

- Cl- : anion dengan kelebihan 1 elektron

10

- O2 : anion dengan kelebihan 2 elektron

5. Isotop : unsur yang nomor atomnya sama, tetapi berbeda bilangan

massanya.

6. Isobar : unsur yang bilangan massanya sama, tetapi berbeda

nomor atomnya.

7. Isoton : unsur dengan jumlah neutron yang sama.

8. Iso elektron: atom/ion dengan jumlah elektron yang

sama.

B. BILANGAN KUANTUM

Untuk menentukan kedudukan suatu elektron dalam atom, digunakan 4

bilangan kuantum.

1. Bilangan kuantum utama (n): mewujudkan lintasan elektron dalam

atom. 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.

Contoh:

kulit ke-4 (n=4) dapat ditempati maksimum= 2 x 42 elektron = 32 elektron

2. 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

11

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)

3. Bilangan kuantum magnetik (m): mewujudkan adanya satu atau

beberapa 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, O, +1 (mempunyai 3 orbital)

l = 2 (sub kulit d), harga m = -2, -1, O, +1, +2 (mempunyai 5 orbital)

l = 3 (sub kwit f) , harga m = -3, -2, O, +1, +2, +3 (mempunyai 7 orbital)

4. Bilangan kuantum spin (s): menunjukkan arah perputaran electron 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.

Materi terdiri atas atom. Oleh karena kimia mempelajari materi, teori atom

merupakan fondasi logis kimia. Namun, kimia tidak berbasiskan atom saja. Kimia

pertama akan muncul ketika atom bergabung membentuk molekul. Proses yang

menjelaskan bagaimana karakter hubungan atom dengan atom, yakni

pembentukan ikatan kimia sangat berperan dalam perkembangan kimia. Untuk

memahami ikatan kimia dengan sebenarnya diperlukan dukungan mekanika

kuantum. Kini mekanika kuantum merupakan bagian yang tak terpisahkan dari

kimia. Jadi mekanika kuantum sangat diperlukan bagi yang ingin mempelajari

betapa pentingnya ikatan kimia.

12

C. TEORI IKATAN KIMIA

1. Afinitas kimia

Teori atom adalah premis untuk konsep ikatan kimia. Namun, teori

afinitas lebih disukai kimiawan abad 18 mungkin dapat dianggap sebagai asal

teori ikatan kimia modern, walaupun afinitas kimia merupakan teori reaksi kimia.

Dasar teori afinitas adalah konsep „like attract like“, sesama manarik sesama.

Kimiawan Perancis Étienne François Geoffroy (1672-1731) membuat tabel

dengan enambelas jenis zat didaftarkan dalam urutan afinitasnya pada zat lain

Karya ini memiliki signifikansi historis karena orang dapat memprediksi hasil

reaksi dengan bantuan Gambar

2. Dualisme Elektrokimia

Dualisme elektrokimia adalah teori ikatan kimia rasional yang

pertama, dan teori ini diusulkan oleh Davy, Berzelius dkk di pertengahan pertama

abad 19. Dasar teori Berzelius adalah sebagai berikut: atom berbagai unsur

bermuatan positif atau negatif dalam jumlah yang berbeda, dan muatan ini adalah

gaya dorong pembentukan zat. Misalnya, tembaga bermuatan listrik positif dan

oksigen bermuatan negatif. Tembaga oksida terbentuk dengan kombinasi kedua

unsur tersebut masih sedikit positif. Hal ini yang menyebabkan umumnya oksida

logam yang agak positif dan air yang agak negatif bereaksi satu sama lain

13

menghasilkan hidroksida. Penemuan bahwa elektrolisis oksida logam alkali

menghasilkan logam dan oksigen dengan baik dijelaskan dengan dualism

elektrokimia. Namun, ditemukan beberapa kasus yang tidak cocok dengan teori

ini. Menurut aksioma Berzelius, atom hidrogen bermuatan positif dan atom

khlorin bersifat negatif. Menurut teori Berzelius, walaupun asam asetat,

CH3COOH, bersifat asam, asam trikhloroasetat, CCl3COOH, seharusnya basa.

Berzelius percaya b ahwa muatan listrik adalah asal usul keasaman dan kebasaan.

Karena penukaran hidrogen dengan khlorin, yang muatannya berlawanan, akan

membentuk basa. Faktanya asam trikhloroasetat asam, bahkan lebih asam dari

asam asetat Dualisme elektrokimia dengan demikian perlahan ditinggalkan.

3. Teori Valensi

Banyak senyawa organik yang telah disintesis sebelum masa itu, dan

strukturnya telah ditentukan dengan analisis kimia. Karena dijumpai banyak

senyawa yang secara kimia mirip (misalnya, dalam nomenklatur saat ini sifat-sifat

deret asam karboksilat), kimiawan mengusulkan beberapa teori untuk

mengklasifikasikan dan mengurutkan kemiripan sifat ini. Menurut salah satu teori,

satu radikal (misalnya radikal benzoil, C7H5O–) yang terdiri dari beberapa atom

dianggap ekuivalen dengan satu atom dalam senyawa anorganik.

D. TEORI IKATAN KIMIA BERDASARKAN TEORI BOHR

1 Ikatan ionik:

Untuk mengetahui ikatan kimia dengan lebih dalam, atom harus

dikenal dengan lebih dalam. Daro awal abad 20, pemahaman ilmuwan tentang

struktur atom bertambah mendalam, dan hal ini mempercepat perkembangan teori

ikatan kimia. Kimiawan Jerman Albrecht Kossel (1853-1927) menganggap

kestabilan gas mulia disebabkan konfigurasi elektronnya yang penuh (yakni,

konfigurasi elektron di kulit terluarnya, kulit valensi, terisi penuh). Ia berusaha

memperluas interpretasinya ke atom lain. Atom selain gas mulia cenderung

mendapatkan muatan listrik (elektron) dari luar atau memberikan muatan listrik ke

luar, bergantung apakah jumlah elektron di kulit terluarnya lebih sedikit atau

14

lebihbanyak dari atom gas mulia yang terdekat dengannya. Bila suatu atom

kehilangan elektron, atom tersebut akan menjadi kation yang memiliki jumlah

elektron yang sama dengan gas mulia terdekat, sementara bila atom mendapatkan

elektron, atom tersebut akan menjadi anion yang memiliki jumlah elektron yang

sama dengan atom gas mulia terdekatnya. Ia menyimpulkan bahwa gaya dorong

pembentukan ikatan kimia adalah gaya elektrostatik antara kation dan anion.

Ikatan kimia yang dibentuk disebut dengan ikatan ionik. Kulit K dan L atom

natrium terisi penuh elektron, tetapi hanya ada satu elektron di kulit terluar (M).

Jadi natrium dengan mudah kehilangan satu elektron terluar ini menjadi ion

natrium Na+ yang memiliki konfigurasi elektron yang sama dengan atom neon Ne

(1s22s22p6). Konfigurasi elektron atom khlor (1s22s22p63s23p5). Bila satu atom

khlorin menangkap satu elektron untuk melengkapi kulit M-nya agar menjadi

terisi penuh, konfigurasi elektronnya menjadi identik dengan konfigurasi elektron

argon Ar. Pada waktu itu, sruktur kristal natrium khlorida telah dianalisis dengan

analisis kristalografik sinar- X, dan keberadaan ion natrium dan khlorida telah

diyakini. Jelas tidak ada pertentangan antara teori Kossel dan fakta sepanjang

senyawa ion yang dijelaskan. Namun, teori ini belum lengkap, seperti dalam kasus

dualisme elektrokimia, dalam hal teori ini gagal menjelaskan fakta

ekesperimen seperti pembentukan senyawa hidrogen atau tidak

diamatinya kation C4+ atau anion C4–.

2. Ikatan kovalen

Sekitar tahun 1916, dua kimiawan Amerika, Gilbert Newton Lewis

(1875-1946) dan Irving Langmuir (1881-1957), secara independen menjelaskan

apa yang tidak terjelaskan oleh teori teori Kossel dengan memperluasnya untuk

molekul non polar. Titik krusial teori mereka adalah penggunaan bersama elektron

oleh dua atom sebagai cara untuk mendapatkan kulit terluar yang diisi penuh

elektron. Penggunaan bersama pasangan elektron oleh dua atom atau ikatan

kovalen adalah konsep baru waktu itu. Teori ini kemudian diperluas menjadi

teori oktet. Teori ini menjelaskan, untuk gas mulia (selain He), delapan elektron

dalam kulit valensinya disusun seolah mengisi kedelapan pojok kubus sementara

untuk atom lain, beberapa sudutnya tidak diisi elektron. Pembentukan ikatan

15

kimia dengan penggunaan bersama pasangan elektron dilakukan dengan

penggunaan bersama rusuk atau bidang kubus. Dengan cara ini dimungkinkan

untuk memahami ikatan kimia yang membentuk molekul hidrogen. Namun,

pertanyaan paling fundamental, mengapa dua atom hidrogen bergabung, masih

belum terjelaskan. Sifat sebenarnya ikatan kimia masih belum terjawab.

3. Ikatan koordinat

Dengan menggabungkan teori valensi dengan teori ikatan ion dan

kovalen, hampir semua ikatan kimia yang diketahui di awal abad 20 dapat

dipahami. Namun, menjelasng akhir abad 19, beberapa senyawa yang telah

dilaporkan tidak dapat dijelaskan dengan teori Kekulé dan Couper. Bila teori

Kekulé dan Couper digunakan untuk mengintepretasikan struktur garam luteo,

senyawa yang mengandung kation logam dan aminua dengan rumus rasional

Co(NH3)6Cl3, maka struktur singular harus diberikan. Struktur semacam ini

tidak dapat diterima bagi kimiawan Swiss Alfred Werner (1866-1919). Ia

mengusulkan bahwa beberapa unsur termasuk kobal memiliki valensi tambahan,

selain valensi yang didefinisikan oleh Kekulé dan Couper, yang oleh Werner

disebut dengan valensi utama. Menuru Werner, atom kobalt dalam garam luteo

berkombinasi dengan tiga anion khlorida dengan valensi utamanya (trivalen) dan

enam amonia dengan valensi tambahannya (heksavalen) membentuk suatu

oktahedron dengan atom kobaltnya di pusat.

16

Setelah melalui debat panjang, kebenaran teori Werner diterima umum,

dan diteumkan bahwa banyak senyawa lain yang memiliki valensi tambahan.

Dalam senyawa-senyawa ini, atomnya (atau ionnya) yang memerankan peranan

kobalt disebut dengan atom pusat, dan molekul yang memerankan seperti amonia

disebut dengan ligan. Sifat sebenarnya dari valensi tambahan ini diungkapkan

oleh kimiawan Inggris Nevil Vincent Sidgewick (1873-1952). Ia mengusulkan

sejenis ikatan kovalen dengan pasangan elektron yang hanya disediakan oleh

salah satu atom, yakni ikatan koordinat.. Jadi atom yang menerima pasangan

elektron harus memiliki orbital kosong yang dapat mengakomodasi pasangan

elektron. Kekulé telah mengungkapkan amonium khlorida sebagai NH3 ・ HCl.

Menurut Sidgewick, asuatu iktan koordiant dibentuk oleh atom nitrogen dari

amonia dan proton menghasilkan ion ammonium NH4 +, yang selanjutnya

membentuk ikatan ion dengan ion khlorida menghasilkan ammonium khlorida.

17

E. TEORI KUANTUM IKATAN KIMIA1. Metoda Heitler dan London

Sebagaimana dipaparkan di bagian 2.3, teori Bohr, walaupun merupakan

model revolusioner, namun gagal menjelaskna mengapa atom membentuk ikatan.

Teori Lewis-Langmuir tentang ikatan kovalen sebenarnya kualitatif, dan gagal

memberikan jawaban pada pertanyaan fundamental mengapa atom membentuk

ikatan, atau mengapa molekul lebih stabil daripada dua atom yang

membentuknya. Masalah ini diselesaikan dengan menggunakan mekanika

kuantum (mekanika gelombang). Segera setelah mekanika kuantum dikenalkan,

fisikawan Jerman Walter Heitler (1904-1981) dan fisikawan Jerman/Amerika

Fritz London (1900-1954) berhasil menjelaskan pembentukan molekul hydrogen

dengan penyelesaian persamaan gelombang sistem yang terdiri atas dua atom

hidrogen dengan pendekatan. Sistemnya adalah dua proton dan dua elektron

(gambar 3.5(a)). Mereka menghitung energi sistem sebagai fungsi jarak antar

atom dan mendapatkan bahwa ada lembah dalam yang berkaitan dengan energi

minimum yang diamati dalam percobaan (yakni pada jarak ikatan) tidak

dihasilkan. Mereka mengambil pendekatan lain: mereka menganggap sistem

dengan elektron yang posisinya dipertukarkan (gambar 3.5(b)), dan menghitung

ulang dengan asumsi bahwa dua system harus menyumbang sama pada

pembentukan ikatan. Mereka mendapatkan kemungkinan pembentukan ikatan

meningkat, dan hasil yang sama dengan hasil percobaan diperoleh.

18

Metoda Heitler dan London adalah yang pertama berhasil menjelaskan

dengan kuantitatif ikatan kovalen. Metoda ini memiliki potensi untuk menjelaskan

tidak hanya ikatan yang terbentuk dalam molekul hidroegn, tetapi ikatan kimia

secara umum.

2. Pendekatan ikatan valensi

Marilah kita perhatikan metoda Heitler dan London dengan detail. Bila

dua atom hidrogen dalam keadaan dasar pada jarak tak hingga satu sama lain,

fungsi gelombang sistemnya adalah 1s1(1)1s2(2) (yang berkaitan dengan keadaan

dengan elektron 1 berkaitan dengan proton 1 dan elektron 2 berhubungan dengan

proton 2 sebagaimana diperlihtakna di gambar 3.5(a) (atau 1s1(2)1s2(1) yang

berkaitan dengan keadaan dimana elektron 2 terikat di proton 1 dan elektron 1

berikatan dengan proton 2 sebagaimana diperlihatkan gambar 3.5(b)). Bila dua

proton mendekat, menjadi sukar untuk membedakan dua proton. Dalam kasus ini,

sistemnya dapat didekati dengan mudah kombinasi linear dua fungsi gelombang.

c Pendekatan orbital molekul

Metoda VB dikembangkan lebih lanjut oleh ilmuwan Amerika

termasuk John Clarke Slater (1900- 1978) dan Linus Carl Pauling (1901-1994).

Namun, kini metoda orbital molekul (molecular orbital, MO) jauh lebih populer.

Konsep dasar metoda MO dapat dijelaskan dengan mudah dengan mempelajari

19

molekul tersederhana, ion molekul H2 + (-h2/8π2m)∇2Ψ + VΨ = EΨ maka, (-

h2/8π2m)∇2Ψ +e2/4πε0［(-1/r1) -(1/r2) + (1/R)］Ψ = EΨ

F. JENIS IKATAN KIMIA LAIN

1. Ikatan logam

Setelah penemuan elektron, daya hantar logam yang tinggi dijelaskan

dengan menggunakan model elektron bebas, yakni ide bahwa logam kaya akan

elektron yang bebas bergerak dalam logam. Namun, hal ini tidak lebih dari model.

Dengan kemajuan mekanika kuantum, sekitar tahun 1930, teori MO yang mirip

dengan yang digunakan dalam molekul hidrogen digunakan untuk masalah kristal

logam. Elektron dalam kristal logam dimiliki oleh orbital-orbital dengan nilai

energi diskontinyu, dan situasinya mirip dengan elektron yang mengelilingi inti

atom. Namun, dengan meingkatnya jumlah orbital atom yang berinteraksi banyak,

celah energi dari teori MO menjadi lebih sempit, dan akhirnya perbedaan antar

tingkat-tingkat energi menjadi dapat diabaikan. Akibatnya banyak tingkat energi

akan bergabung membentuk pita energi dengan lebar tertentu. Teori ini disebut

dengan teori pita. Tingkat energi logam magnesium merupakan contoh teori pita

yang baik. Elektron yang ada di orbital 1s, 2s dan 2p berada di dekat inti, dan

akibatnya terlokalisasi di orbital-orbital tersebut. Hal ini ditunjukkan di bagian

bawah. Namun, orbital 3s dan 3p bertumpang tindih dan bercampur satu dengan

yang lain membentuk MO. MO ini diisi elektron sebagian, sehingga elektron-

elektron ini secara terus menerus dipercepat oleh medan listrik menghasilkan arus

listrik. Dengan demikian, magnesium adalah konduktor. Bila orbital-orbital

20

valensi (s) terisi penuh, elektron-elektron ini tidak dapat digerakkan oleh medan

listrik kecuali elektron ini lompat dari orbital yang penuh ke orbital kosong di

atasnya. Hal inilah yang terjadi dalam isolator.

b Ikatan hidrogen

Awalnya diduga bahwa alasan mengapa hidrogen fluorida HF

memiliki titik didih dan titik leleh yang lebih tinggi dibandingkan hidrogen halida

lain (gambar 3.9) adalah bahwa HF ada dalam bentuk polimer. Alasan tepatnya

tidak begitu jelas untuk kurun waktu yang panjang. Di awal tahun 1920-an,

dengan jelas diperlihatkan bahwa polimer terbentuk antara dua atom flourin yang

mengapit atom hidrogen. Sangat tingginya titik didih dan titik leleh air juga

merupakan masalah yang sangat menarik. Di awal tahun 1930-an, ditunjukkan

bahwa dua atom oksigen membentk ikatan yang mengapit hidrogen seperti dalam

kasus HF. Kemudian diketahui bahwa ikatan jenis ini umum didapatkan dan

disebut dengan ikatan hidrogen.

21

Ikatan hidrogen dengan mudah terbentuk bila atom hidroegen terikat pada

atom elektronegatif seperti oksigen atau nitrogen. Fakta bahwa beberapa senyawa

organik dengan gugus hidroksi – OH atau gugus amino –NH2 relatif lebih larut

dalam air disebabkan karena pembentukan ikatan hidrogen dengan molekul air.

Dimerisasi asam karboksilat seperti asama asetat CH3COOH juga merupakan

contoh yang sangat baik adanya ikatan hidrogen.

22

c Ikatan Van der Waals

Gaya dorong pembentukan ikatan hidrogen adalah distribusi muatan

yang tak seragam dalam molekul, atau polaritas molekul (dipol permanen).

Polaritas molekul adalah sebab agregasi molekul menjadi cair atau padat. Namun,

molekul non polar semacam metana CH4, hidrogen H2 atau He antarmolekul.

(molekul monoatomik) dapat juga dicairkan, dan pada suhu yang sangat rendah,

mungkin juga dipadatkan. Hal ini berarti bahwa ada gaya agreagasi antar molekul-

molekul ini.. Gaya semacam ini disebut dengan gaya antarmolekul.

Ikatan hidrogen yang didiskusikan di atas adalah salah satu jenis gaya

antarmolekul. Gaya antarmolekul khas untuk molekul non polar adalah gaya van

der Waals. Asal usul gaya ini adalah distribusi muatan yang sesaat tidak seragam

(dipol sesaat) yang disebabkan oleh fluktuasi awan elektron di sekitar inti. Dalam

kondisi yang sama, semakin banyak jumlah elektron dalam molekul semakin

mudah molekul tersebut akan dipolarisasi sebab elektron-elektronnya akan

tersebar luas. Bila dua awan elektron mendekati satu sama lain, dipol akan

terinduksi ketika awan electron mempolarisasi sedemikian sehingga menstabilkan

yang bermuatan berlawanan. Dengan gaya van der Waals suatu sistem akan

terstabilkan sebesar 1 kkal mol–1. Bandingkan harga ini dengan nilai stabilisasi

yang dicapai dengan pembentukan ikatan kimia (dalam orde 100 kkal mol–1).

Kimiawan kini sangat tertarik dengan supramolekul yang terbentuk dengan

agregasi molekul dengan gaya antarmolekul.

23

BAB IIIKONFIGURASI ELEKTRON DALAM ATOM

Atom dengan lebih dari satu elektron akan memberikan persamaan

Schrödinger yang rumit, karena setiap elektron tidak hanya mendapat gaya tarik

dari inti atom saja melainkan juga mendapat gaya tolak dari elektron-elektron

yang lain. Kita akan mencoba melihat persamaan yang masih bisa disederhanakan

dengan pengabaianpengabaian tertentu, yaitu atom dengan dua elektron. Setelah

itu kita akan langsung mempelajari konfigurasi elektron dalam atom. Marcelo

Alonso dan J.D. Finn, dan juga Daniel D. Pollock, membahas konfigurasi elektrón

dalam atom ini dengan cukup rinci. [1.3]. Dalam pembahasan berikut ini kita akan

menyertakan pula pemahaman mengenai orbital serta grup-grup unsure yang

merupakan pelajaran kimia tingkat awal. Kita akan melihat pula pengertian

mengenai energi ionisasi serta afinitas elektron unsur-unsur. Energi potensial dari

keseluruhan atom dapat dinyatakan dengan:

Suku kedua selalu berubah karena posisi setiap elektron berubah setiap

saat.. Oleh karena itu kita tidak dapat mengetahui potensial dari setiap dan tidak

dapat menghitung energi masing-masing elektron secara terpisah melainkan hanya

bias melihat potensial atom secara keseluruhan. Persoalan atom dengan banyak

electron tidak dapat dipecahkan secara eksak. Kita akan mengambil contoh atom

dengan dua elektrton. Misalkan r1 dan r2 berturutturut adalah jarak ke inti atom

dari elektron pertama dan elektron ke-dua, sedangkan r12 adalah jarak antara

elektron pertama dan elektron ke-dua. Dengan dua electron ini persamaan menjadi

24

Pemecahan persamaan hanya dapat dipecahkan secara pendekatan.

Sebagai pendekatan pertama kita mengabaikan adanya interaksi antara kedua

elektron; ini berarti suku ke-3 ruas kanan (5.2) diabaikan. Dengan cara ini setiap

elektron dapat di perlakukan seperti elektron pada atom yang hanya memiliki satu

elektron. Menggunakan relasi (4.11), dengan Z = 2, energi elektron menjadi

a. Konfigurasi Elektron Dalam Atom Netral

Dalam melihat konfigurasi elektron dalam atom, pertama-tama kita perlu

melihat kombinasi yang mungkin dari bilangan kuantum ml dan ms untuk setiap

nilai dari momentum sudut l. Untuk setiap nilai l terdapat 2l + 1 nilai ml dan

setiap pasangan l dan ml dapat mengakomodasi dua elektron masing-masing

dengan ms = + ½ dan ms = – ½ . Dengan mengikuti prinsip Pauli, maka jumlah

maksimum elektron yang bias terakomodasi pada status nl adalah 2(2l + 1) seperti

terlihat pada Tabel:

Sebagaimana telah kita pelajari, setiap tingkat energi yang ditentukan oleh n,

terdapat n momentum sudut yang memiliki energi yang sama, dengan nilai l mulai

dari l = 0 sampai l = (n – 1). Tabel-5.2 menunjukkan jumlah elektron maksimum

untuk setiap tingkat energi dan jumlah elektron yang dapat diakomodasi oleh

sebuah atom sampai tingkat energi ke-n.

25

Orbital. Aplikasi persamaan Schrödinger memberikan pengertian

kemungkinan keberadaan elektron di sekitar inti atom. Jadi kita tidak mengetahui

dengan pasti di mana elektron berada. Kita katakan bahwa elektron berada dalam

satu orbital tertentu. Pengertian orbital elektron berbeda dengan orbit planet. Kita

ambil contoh atom H (hidrogen), yang memiliki satu elektron yang berada pada

orbital-nya di sekeliling inti. Kita tidak bisa menggambarkan orbital ini secara

tajam sebagaimana kita menggambarkan orbit bumi. Orbital electron lebih

merupakan daerah atau ruangan di sekitar inti, di mana electron mungkin berada.

Posisi electron tidaklah pasti, akan tetapi ia berada dalam daerah yang kita sebut

orbital tersebut. Gambar memperlihatkan salah satu orbital yang disebut orbital

1s, yaitu orbital yang paling dekat dengan inti atom. Ruang yang diberi titik-titik

adalah ruang di mana elektron mungkin berada. Makin rapat digambarkan titik-

titik tersebut, makin besar kemungkinan elektron ditemukan di daerah itu. Dengan

gambaran ini, orbital disebut pula awan electron (electron cloud). Orbital 1s

memiliki simetri bola, dimensi. Selain orbital 1s, terdapat pula orbital 2s, 3s, dan

seterusnya, dan mereka juga memiliki simetri bola. Orbital 1s adalah yang paling

dekat dengan inti. Orbital 2s lebih jauh dari inti dibandingkan dengan 1s. Orbital

3s lebih jauh lagi dari 2s, dan seterusnya.

Angka-angka di depan huruf s menunjukkan tingkat energi (n = 1, 2, 3,

dst), sedang huruf s itu sendiri adalah nama dari obital, sesuai dengan status

momentum sudut. Jadi 1s adalah orbital s pada tingkat energi yang pertama dan

ini adalah satu-satunya orbital yang ada di tingkat energi yang pertama ini.

Selanjutnya, 2s adalah orbital s pada tingkat energi yang kedua, namun ia bukan

satu-satunya orbital; di tingkat energi yang kedua ini ada orbital lain yang disebut

orbital p. Berikutnya, 3s adalah orbital s pada tingkat energi yang ketiga dan

selain orbital s, pada tingkat energy ketiga ini ada orbital p dan orbital d. Jika

26

orbital s memiliki simetri bola, tidak demikian halnya dengan orbital p; orbital ini

agak sulit untuk digambarkan. Walaupun demikian akan kita lihat pada saatnya

nanti. Setiap orbital s hanya dapat dihuni oleh dua electron dan kedua electron

harus berkarakter berbeda, yaitu mereka harus memiliki spin yang berlawanan.

Dengan demikian maka atom H (hidrogen) yang hanya memiliki satu elektron,

elektron itu akan menempati orbital 1s. Atom He (helium) memiliki dua elektron

dan keduanya berada di orbital yang sama yaitu 1s, karena mereka memiliki spin

yang berlawanan. Atom Li (lithium) memiliki 3 elektron. Dua elektron menempati

orbital 1s dan karena 1s adalah satu-satunya orbital di tingkat energi yang pertama

ini, maka elektron yang ketiga harus menempati orbital di tingkat energi yang

kedua, yaitu 2s. Atom Be (berilium) memiliki 4 elektron. Dua elektron akan

menempati orbital 1s, dua elektron lagi menempati 2s. Dengan demikian maka

orbital 1s dan 2s penuh terisi elektron. Atom B (boron) memiliki 5 elektron. Dua

elektron menempati 1s, dua electron menempati 2s. Elektron kelima masih bisa

berada pada tingkat energi yang kedua karena di tingkat energi ini masih tersedia

orbital p. Jadi pada atom B, dua electron di 1s, dua elektron di 2s, dan satu

elektron di 2p. Tidak seperti orbital s yang simetri bola, orbital p memiliki simetri

mengerucut pada tiga arah yang tegak lurus satu sama lain yang biasanya di beri

tanda arah x, y, z. Gambar dibawah memperlihatkan posisi orbital 2p yang

memiliki tiga arah yang biasa disebut px, py, dan pz. Masing-masing arah orbital

ini mampu menampung dua elektron. Jadi untuk keseluruhan orbital p, ada enam

elektron yang bisa ditampung. Oleh karena itu tingkat energi yang kedua dapat

menampung delapan elektron, dua di 2s dan enam di 2p.

27

Atom C (karbon) memiliki 6 elektron. Dua di 1s, dua di 2s, dan dua di 2p.

Atom N (nitrogen) memiliki 7 elektron. Dua di 1s, dua di 2s, dan tiga di 2p.

Atom O (oksigen) memiliki 8 elektron. Dua di 1s, dua di 2s, dan empat di 2p.

Atom F (fluor) memiliki 9 elektron. Dua di 1s, dua di 2s, dan lima di 2p.

Atom Ne (neon) memiliki 10 elektron. Dua di 1s, dua di 2s, dan enam di 2p.

Sampai dengan atom Ne ini, tingkat energi yang kedua terisi penuh karena di sini

ada orbital 2s dan 2p, dan dua-duanya terisi penuh. Oleh karena itu untuk atom

berikutnya, yaitu Na (natrium) yang memiliki 11 elektron, elektron yang ke-11

harus menempati tingkat energi yang lebih tinggi, yaitu tingkat energi ketiga,

orbital 3s. Di tingkat energi yang ketiga, terdapat tiga macam orbital yaitu 3s, 3p,

dan 3d. Elektron ke-11 atom Na mengisi 3s. Elektron ke-12 atom Mg

(magnesium) mengisi 3s, sehingga 3s menjadi penuh. Elektron ke-13 atom Al

(alluminium) mulai mengisi 3p. Demikian seterusnya atom-atom berikutnya

mengisi elektron di 3p sampai orbital ini penuh, yang terjadi pada atom Ar

(argon); total elektron atom Ar adalah 18, dua di 1s, dua di 2s, enam di 2p, dua di

3s, enam di 3p. Atom-atom yang berikutnya akan kita lihat kemudian. Penulisan

Konfigurasi Elektron Unsur-Unsur. Dengan urutan pengisian orbital elektron

seperti diuraikan di atas, dituliskan konfigurasi (susunan) elektron pada unsur-

unsur dengan aturan sebagai berikut:

28

Dengan demikian maka kita tuliskan konfigurasi elektron unsur-unsur sebagai:H: 1s1;He: 1s2Li: 1s2 2s1;Be: 1s2 2s2;B: 1s2 2s2 2p1;C: 1s2 2s2 2p2;N: 1s2 2s2 2p3;O: 1s2 2s2 2p4;F: 1s2 2s2 2p5;Ne: 1s2 2s2 2p6.........dst

b. Diagram Tingkat Energi

Telah disebutkan di atas bahwa angka didepan huruf menunjukkan tingkat

energi. Secara skematis tingkat energi tersebut diperlihatkan pada diagram gambar

berikut.

Tingkat energi pertama adalah yang paling rendah; diatasnya, berturut-

turut tingkat kedua, ketiga dan seterusnya. Orbital digambarkan dengan kotak-

kotak. Perhatikan bahwa di tingkat pertama hanya ada orbital 1s; di tingkat kedua

ada 2s dan 2p; di tingkat ketiga 3s, 3p, dan 3d; di tingkat keempat 4s, 4p, 4d, 4f

(4d dan 4f tak tergambar). Orbital p (2p, 3p, 4p) memiliki tiga kotak yang

menunjukkan px, py, pz, dan masing-masing kotak bisa diisi oleh 2 elektron

dengan spin yang berlawanan. Dengan demikian tergambarkan bahwa orbital p

mampu menampung 6 elektron. Orbital d digambarkan dengan lima kotak dan

setiap kotak juga bisa menampung 2 elektron. Dengan demikian orbital d mampu

menampung 10 elektron Perhatikan pula bahwa di suatu tingkat energi tertentu,

orbital s selalu sedikit lebih rendah dari orbital p. Oleh karena itu terdapat

kecenderungan bahwa orbital s akan terisi elektron terlebih dulu sebelum

29

pengisian elektron meningkat ke orbital p. Keganjilan terjadi pada perubahan

tingkat energi ketiga ke tingkat keempat; tingkat energi 4s lebih rendah dari 3d.

Hal ini terlihat pada perubahan konfigurasi dari Ar (argon) ke K (kalium).

Pada diagram tingkat energi, orbital digambarkan dengan kotak-kotak. Orbital p

misalnya, digambarkan dengan 3 kotak mewakili orbital px, py, pz. Jika kita gambarkan

pengisian elektron pada orbitalnya menggunakan kotak-kotak, akan terlihat sebagai

berikut:

Perhatikan bahwa pada atom He, orbital 1s terisi penuh. Pada atom Li,

orbital 2s mulai terisi dan menjadi penuh pada Be. Pada atom B orbital 2px mulai

terisi dengan satu elektron; berikutnya pada atom C orbital 2py terisi satu

elektron, dan kemudian pada atom N 2pz terisi satu elektron. Baru kemudian pada

atom O orbital 2px terisi kembali dan penuh. Seterusnya pada atom F 2py terisi

penuh, dan kemudian pada atom Ne 2pz terisi penuh. Pada atom B, C, dan N

terjadi pengisian satu elektron pada orbital 2px, 2py, 2pz. Pada atom B, pengisian

satu elektron tersebut adalah normal karena seharusnya memang demikian. Akan

30

tetapi pada C bukan 2px yang terisi untuk menjadi penuh melainkan 2py yang

terisi dengan satu elektron. Demikian pula pada N, 2pz terisi satu elektron. Hal ini

terjadi karena pada konfigurasi demikianlah gaya tolak antar elektron dalam

orbital p menjadi minimal. Jadi apabila tersedia orbital dengan tingkat energi yang

sama, seperti px, py, pz , pengisian dengan satu elektron akan terjadi sejauh

mungkin (dalam hal ini 3 kali pengisian satu elektron) baru kemudian kembali

untuk terjadinya pengisian penuh. Hal yang sama terjadi pada pengisian orbital d.

Pada orbital d, terjadi pengisian satu elektron sebanyak lima kali, baru kemudian

kembali dari awal untuk terjadinya pengisian penuh.

c. Blok-Blok Unsur.

Tabel dibawah adalah Tabel Periodik yang dibuat hanya sampai dengan

perioda ke-4 (tingkat energi keempat). Kita lihat pada tabel ini beberapa hal

sebagai berikut: Unsur di grup-1 dalam tabel periodik memiliki elektron terluar

ns1 dan unsur grup-2 memiliki elektron terluar ns2. Unsur-unsur di kedua grup ini

disebut unsur blok s (pengisian elektron di orbital s). Semua unsur di grup-3

sampai gas mulia memiliki elektron terluar di orbital p (kecuali He); mereka

disebut sebagai unsur-unsur blok p (pengisian elektron di orbital p). Unsur blok d

adalah unsur yang pengisian elektron-elektron terakhirnya terjadi di orbital d.

Unsur pertama blok d di perioda-3 adalah Sc (scandium) dan yang terakhir adalah

Zn (seng). Perhatikan bahwa ada dua unsur yang “menyimpang dari keteraturan”,

yaitu unsur Cr dan Cu. Elektron terakhir pada Cr mengatur posisi mereka

sehingga terisi orbital 3d5 4s1 dan bukan 3d4 4s2. Pada Cu terjadi 3d10 4s1

bukan 3d9 4s2. Dalam seri blok d terdapat kelompok unsur yang disebut sebagai

unsur transisi; unsur-unsur transisi didefinisikan sebagai unsur yang memiliki

orbital d yang terisi sebagian. Zn (anggota blok d paling kanan) tidak termasuk

unsur transisi karena memiliki orbital d yang terisi penuh (3d10). Unsur-unsur di

perioda-5 (tingkat energi ke-lima), yang memiliki urutan pengisian elektron lebih

rumit, belum akan dibicarakan di sini. Jadi dalam mengambil contohcontoh unsur-

unsur kita membatasi diri sampai unsur dengan tingkat energy keempat.

31

d. Ionisasi dan Energi Ionisasi

Atom netral tersusun dari inti atom dan sejumlah elektron yang

mengelilingi inti atom; kenetralan atom terjadi karena jumlah proton yang berada

di inti atom sama dengan jumlah keseluruhan muatan elektron. Elektron yang

mengelilingi inti atom terposisikan dalam orbital dengan tingkat-tingkat energi

tertentu. Atom unsur blok s dan blok p, memiliki elektron terluar berturut-turut di

orbital ns dan np. Elektron terluar inilah yang pada umumnya menentukan sifat-

sifat unsur dalam bereaksi, karena mereka lebih longgar terikat ke inti

dibandingkan dengan elektron-elektron yang berada pada tingkat energi yang

lebih kecil (lebih dalam). Elektron yang lebih dalam ini lebih terikat pada inti dan

kita sebut elektron inti. Pada atom netral, jumlah elektron (muatan negatif) sama

dengan jumlah proton (muatan positif). Atom Na (natrium) memiliki sebelas

proton dalam intinya, dikelilingi oleh sebelas elektron; atom Cl (Chlor) memiliki

tujuhbelas proton dalam intinya dan dikelilingi oleh tujuhbelas elektron. Apabila

atom netral kehilangan satu atau lebih elektronnya, jumlah proton akan melebihi

jumlah elektron, dan atom akan menjadi bermuatan positif, yang disebut ion

positif. Atom Na yang kehilangan satu elektronnya, akan menjadi ion positif yang

disebut juga kation, dituliskan dengan simbol Na+. Apabila atom netral menerima

elektron dari luar, jumlah elektron yang ada di sekitar inti lebih besar dari jumlah

proton, dan atom menjadi bermuatan negatif yang disebut ion negatif, disebut juga

anion. Atom Cl yang menerima elektron sehingga jumlah elektron yang

32

mengelilingi intinya menjadi delapanbelas, menjadi ion negative Cl −. Untuk

melepaskan elektron dari atom netralnya (induknya) diperlukan sejumlah energi;

energi yang diperlukan itu disebut energi ionisasi. Jika elektron yang dilepaskan

itu adalah yang paling longgar terikat, energi ionisasi yang diperlukan disebut

energi ionisasi pertama. Jika sudah terjadi ionisasi yang pertama, bisa saja terjadi

ionisasi yang kedua, yang memerlukan energi yang lebih besar. Energi ionisasi

yang pertama didefinisikan sebagai energi yang diperlukan untuk melepaskan

elektron yang paling longgar terikat pada atom induk dari 1 mole atom netral

dalam fasa gas agar terbentuk 1 mole ion bermuatan +1 dalam fasa gas. Dalam

bentuk persamaan, definisi ini akan lebih mudah terlihat:

Energi ionisasi adalah energi yang diperlukan untuk melakukan perubahan

ini setiap mole dengan satuan kJ/mole. Dalam buku ini, satuan untuk menyatakan

energi ionisasi adalah elektron-volt, yang merupakan jumlah energi yang

diperlukan untuk melepaskan elektron terluar suatu unsur guna membentuk ion

positif bermuatan +1. Energi ionisasi dalam satuan eV dinamakan juga potensial

ionisasi. Potensial ionisasi didefinisikan sebagai energi yang diperlukan untuk

melepaskan elektron yang paling lemah terikat pada atom. Pada atom dengan

banyak elektron, pengertian ini sering disebut sebagai potensial ionisasi yang

pertama. Potensial ionisasi sampai perioda ke-empat terlihat pada Tabel.5.2.,

dalam satuan elektron-volt (eV). Perhatikan bahwa penambahan satu elektron s

hidrogen menjadi helium menyebabkan konfigurasi atom menjadi makin stabil;

oleh karena itu potensial ionisasi meningkat dari 13,53 eV pada hidrogen menjadi

24,47 pada helium. Penambahan elektron 2s dari helium ke Lithium menyebabkan

potensial ionisasi menurun drastis, karena satu elektron di 2s pada lithium jauh

lebih mudah lepas dibandingkan pada helium. Namun penambahan satu elektron

2s pada lithium akan membuat berilium lebih stabil dibanding lithium sehingga

potensial ionisasi berilium lebih besar dari lithium.

33

Variasi energi ini terkait dengan struktur atom. Energi ionisasi merupakan

ukuran besar energi untuk melepaskan elektron dari atom induknya. Makin tinggi

energy ionisasi berarti makin sulit pelepasan elektron tersebut, yang berarti pula

bahwa atom makin stabil. Itulah sebabnya mengapa unsur-unsur mulia seperti He,

Ne, Ar, dan Kr memiliki energi ionisasi paling tinggi dibandingkan unsur lain

pada tingkat energi yang sama.

e. Konfigurasi Elektron Unsur-Unsur

Tabel dibawah memuat selengkapnya konfigurasi elektron dalam atom

unsur-unsur. Isi tabel ini dikutip dari buku Daniel D. Pollock dan Marcelo Alonso.

34

35

DAFTAR PUSTAKA

M. Kanginan,” Fisika untuk SMA Kelas XII” Penerbit Erlangga, 2006

Http://en.wikipedia.org/wiki/Introduction_to_quantum_mechanics

http://id.wikipedia.org/wiki/Model_Bohr

Beiser, Arthur. 1999. Konsep Fisika Modern. Jakarta : Erlangga

36