STRUKTUR ATOM

Disusun oleh:

MARKUS EKO WAHYUDI (085013029)

PROGRAM STUDI MEKATRONIKA

FAKULTAS SAINS DAN TEKNOLOGI

UNIVERSITAS SANATA DHARMA

YOGYAKARTA

2008

1

A. STRUKTUR ATOM MENGGAMBARKAN BAGAIMANA PARTIKEL – PARTIKEL

TERSUSUN DALAM ATOM

Kira – kira seabad yang lalu para ahli sains percaya bahwa atom merupakan bola padat

sangat kecil yang tidak dapat diuraikan lagi menjadi bagian yang lebih sederhana. Sejak saat itu,

mereka berusaha untuk mengungkapkan dan bagaimana struktur atom itu melalui berbagai

eksperimen. Dari berbagai eksperimen, akhirnya ditemukan partikel – partikel dasar penyusun

atom.

Pada tahun 1887, J.J Thompson berdasarkan percobaan dengan tabung sinar katoda

menemukan elektron. Tahun 1886, E. Goldstein dan W. Wien menggunakan tabung sinar katoda

yang dimodifikasikan menemukan partikel positif, kemudian tahun 1920 dinamakan proton oleh

Rutherford. Tahun 1908, R.A Millikan berhasil menemukan muatan elektron. Tahun 1911,

Rutherford berdasarkan penghamburan sinar α menemukan inti atom. Tahun 1932, J.

Chadwick menemukan neutron. Di samping itu, masih banyak penemuan lainnya yang

berpengaruh terhadap teori maupun model atom, dari model lama sampai model atom modern.

Menurut teori atom modern elektron dalam atom berada dalam orbital – orbital yang

membentuk kulit atom

B. STRUKTUR ATOM

♫ Elektron

Massa: 9,1056 x 10-28 gram, muatan ( -1 )

♫ Proton

Massa: 1,67261 x 10-24 gram, muatan ( +1 )

♫ Neutron, massa dan muatannya 0

2

Atom terdiri dari

1. Inti atom yang terdiri dari proton dan neutron.

2. Elektron

- ( jumlah proton + neutron = no.massa(A) atau P + N = A )

- ( jumlah proton = jumlah elektron = no.atom(Z) atau P = E = Z )

- ( jumlah neutron = no.massa – no.atom atau N = A – Z )

ISOTOP, ISOBAR, dan ISOTON

1. Isotop adalah unsur yang mempunyai nomor atom sama tetapi mempunyai nomor massa

berbeda.

Contoh: 612C, maka P =6, E =6, dan N = 12-6=6

Ternyata bahwa isotop mempunyai jumlah proton sama dan jumlah electron sama, hanya

berbeda neutronnya. Jadi pengertian dari isotop dapat disimpulkan bahwa :

a. Atom – atom yang mempunyai jumlah proton, tetapi juga jumlah neutron berbeda.

b. Atom – atom yang mempunyai nomor atom sama, tetapi nomor massa berbeda.

Sifat isotop sendiri ditentukan dari jumlah elektron karena isotop mempunyai jumlah

proton dan elektron sama, maka sifat isotop tersebut adalah sama.

2. Isobar adalah unsur yang mempunyai nomor atom berbeda, tetapi mempunyai nomor

massa sama.

Contoh : 1840Ar dengan 19

40K

3. Isoton adalah unsur yang mempunyai jumlah neutron sama, tetapi mempunyai nomor

atom berbeda.

Contoh : 1. 49Be

2. 510B

Jawab:

1. Be mempunyai jumlah proton = jumlah elektron

No.atom = 4

No.massa = 9

Sehingga neutron nya = no.massa – no. atom

= 9 – 4

= 5

3

2. B mempunyai jumlah proton = jumlah elektron

No.atom = 5

No.massa = 10

Sehingga neutron nya = no.massa – no.atom

= 10 – 5

= 5

C. PERKEMBANGAN TEORI ATOM

Domecritus ( diskontinus ) adalah tidak dapat dibagi lagi.

Aristoteles ( kontine ) adalah atom dapat dibagi – bagi lagi.

Dalton Thompson Rutherford

Bohr modern

1. Dalton

Teorinya adalah : a. Atom adalah partikel terkecil yang tidak dapat dipecah lagi.

b. Atom suatu unsur memiliki sifat dan massa berbeda.

c. Gabungan antara atom 1 dan lainnya akan membentuk suatu senyawa.

( Hidrogen + oksigen → air )

d. Reaksi kimia hanya melibatkan penata ulangan atom – atom.

( NaCl + H2O → NaOH + HCl )

4

2. Thompson

Teorinya adalah : a. Atom digambarkan seperti kue kismis.

b. Atom terdiri atas materi bermuatan positif dan di dalamnya tersebar elektron

- elektron bagaikan kismis.

3. Rutherford

Teorinya adalah atom merupakan rongga hampa yang terdiri atas inti yang sangat kecil

dan rapat di mana massa atom dan muatan positifnya dipusatkan, sedangkan elektron beredar

mengelilingi intinya.

4. Neils Bohr

Teori ini didasarkan pada spektrum unsur. Spektrum unsur disebut juga dikontinu atau

spektrum garis. Dari teori ini didapatkan bahwa spektrum unsur tertentu memberikan warna yang

khas tertentu. Spektrum garis menunjukkan bahwa elektron beredar menempati tingkat – tingkat

energi tertentu dalam orbitnya. Selama elektron beredar dalam orbitnya, maka energinya akan

tetap. Pemancaran atau penyerapan energi terjadi pada saat elektron berpindah dari orbit yang 1

ke orbit yang lain, jika elektron berpindah dari orbit dengan tingkat yang rendah ke orbit yang

tingkat yang lebih tinggi, maka elektron akan menyerap energi dan jika sebaliknya elektron akan

membebaskan energi.

5. Model Atom Modern

Model atom ini diawali oleh Louis De Broglie, bahwa partikel yang bergerak sangat cepat

mempunyai ciri – ciri gelombang. Hal ini terbukti ketika ditemukan bahwa elektron menunjukkan

sifat difraksi supaya halnya sinar-X.

D. BILANGAN – BILANGAN KUANTUM

Dalam model atom, bilangan kuantum setiap kulit terdiri atas 1 atau beberapa sub kulit.

Setiap sub kulit, terdiri atas 1 atau beberapa orbital.

a. Bilangan Kuantum Pertama

Lambang = n, menyatakan tingkat energi utama atau kulit atom, bilangan kuantum utama

mempunyai harga 1,2,3, dan seterusnya.

Contoh Kulit pertama : kulit K→ n = 1

Kulit kedua : kulit L → n = 2

5

b. Bilangan Kuantum Azimuth ( L )

Bilangan kuantum azimuth menyatakan bilangan sub kulit. Hal ini dikaitkan dengan nilai

bilangan kuantum utamanya. Nilai L itu sama dengan ( n – 1 ).

contoh ► 1. subkulit s dari kulit L dinyatakan dengan 2s ( n = 2; l = 0 )

2. subkulit p dari kulit M dinyatakan dengan 3p ( n = 3; l = 1 )

c. Bilangan Kuantum Magnetik

Bilangan kuantum magnetik menyatakan orbital khusus di mana yang ditempati elektron

pada suatu subkulit. Nilai bilangan kuantum magnetik tergantung pada nilai bilangan

azimuth mulai dari –l → + m.

Contoh ►1. L = 0 → m = 0

2. L = 1 → m = -1 , 0 , +1

3. L = 2 → m = -2 , -1 , 0 , +1 , +2

d. Bilangan Kuantum Spinx ( s )

Bilangan kuantum spin menyatakan kemungkinan arah rotasi elektron, jika searah jarum

jam (┐) → s = + 1/2 tapi jika berlawanan jarum jam (└ ) → s = - ½

Contoh :

Tentukan bilangan – bilangan kuantum dari :

1. Sub kulit = 2p4 → n = 2

→ l = 1

Kulit Nilai n Nilai l yang diijinkan Sub kulit

K

L

M

N

1

2

3

4

0

0,1

0,1,2

0,1,2,3

1s

2s,2p

3s,3p,3d

4s,4p,4d,4f

┐└ ┐ ┐

6

→ m = -1 -1 0 +1

2. Sub kulit = 4s1 → n = 4

→ l = 0

→ m = 0

→ s = + ½ 0

3. Sub kulit = 3d8 → n = 3

→ l = 2

→ m = 0 - 2 -1 0 +1 +2

→ s = - ½

E. KONFIGURASI ELEKTRON

Konfigurasi electron menggambarkan susunan elektron dalam atom

Gambaran tentang persebaran elektron – elektron ke dalam orbital – orbital kulit elektron

disebut konfigurasi elektron. Ada 3 prinsip yang harus dipertimbangkan dalam penentuan

konfigurasi elektron, yaitu asas Aufbau, asas larangan Pauli, dan prinsip Hund.

1. Asas Aufbau

Pengisian orbital dimulai dari tingkat energi yang rendah ke tingkat energi yang lebih

tinggi. Dengan demikian atom berada pada tinggi energi minimum ( Aufbau berasal dari bahasa

Jerman yang berarti pembentukan: Atom yang lebih rumit dibentuk dari atom yang lebih

sederhana dengan setiap kali menambahkan 1 proton dan sejumlah neutron ke dalam inti serta 1

elektron pada orbital atomnya.

Untuk atom hidrogen dan spesi berelektron tunggal seperti He+ dan Li2+, tingkat energi

orbital hanya bergantung pada tingkat energi utama. Artinya, orbital – orbital dari kulit yang

sama ( bilangan kuantum utama yang sama ) mempunyai tingkat energi yang sama. ( Orbital 2s

sama tingkatnya dengan 2p;3s;3p sama tingkatnya dengan 3d,dan seterusnya ). Untuk atom

┐

┐└ ┐└ ┐└ ┐ ┐

7

berelektron banyak, terjadi pemisahan tingkat energi dan subkulit – subkulitnya sebagai akibat

adanya tolak menolak antar elektron itu. Dalam hal ini tingkat energi orbital bergantung pada

harga bilangan kuantum utama (n) dan bilangan kuantum azimuth ( l ). Orbital dengan harga(n+l)

sama, maka orbital yang harga n-nya lebih besar mempunyai tingkat energi lebih besar.

7s_ n = 7

5f_ _ _ _ _ _ _

6p_ _ _ n = 6 ►

5d_ _ _ _

4f_ _ _ _ _ _ _ ►

6s_

5p_ _ _ n = 5 ►

4d_ _ _ _

5s_

4p_ _ _ n = 4 ►

3d_ _ _ _

4s_

3p_ _ _ n = 3 ►

2d_ _ _ _

3s_

2p_ _ _

2s_ n = 2 ►

1s_ n = 1

Contoh :

Bagaimana urutan tingkat energi dari orbital – orbital berikut, 3p, 3d, dan 4s?

Jawab :

Untuk menjawab pertanyaan ini, baiknya kita periksa harga n + l dari orbital – orbital

itu.

Orbital n l n + l

3p

3d

4s

3

3

4

1

2

0

4

5

4

U E

R n

U e

T r

A g

N i

T O

I r

N b

G i

K t

A a

T l

8

Jadi urutan tingkat energi orbital – orbital itu adalah : 3p, 4s, 3d

2. Asas Larangan Pauli

Pada tahun 1926, Wolfgang Pauli mengemukakan bahwa tidak ada dua elektron dalam

satu atom yang boleh mempunyai keempat bilangan kuantum yang sama. Dua elektron yang

menempati satu orbital mempunyai bilangan kuantum utama, azimuth, dan magnetik yang sama,

tetapi bilangan kuantum spinnya haruslah berbeda. Kedua elektron itu disebut berpasangan dan

dinyatakan dengan diagram sebagai berikut:

┐└

Dengan demikian satu orbital dapat ditempati maksimum oleh dua elektron, sebab jika elektron

ketiga dimasukkan, maka elektron itu akan mempunyai spin yang sama dengan salah satu

elektron terdahulu sehingga keempat bilangan kuantumnya menjadi sama. Dengan demikian

jumlah maksimum elektron pada setiap subkulit sama dengan dua kali jumlah orbitalnya.

☻Subkulit s (1 orbital) maksimum 2 elektron

☻Subkulit p (3 orbital) maksimum 6 elektron

☻Subkulit d (5 orbital) maksimum 10 elektron

☻Subkulit f (7 orbital) maksimum 14 elektron

Oleh karena jumlah orbital pada kulit ke-n = n2, maka jumlah maksimum elektron pada kulit

ke-n = 2n2.

Jumlah maksimum elektron pada kulit ke-n = 2n2

Contoh :

1. Jumlah maksimum elektron pada kulit K(n = 1) → 2 x 12 = 2

2. Jumlah maksimum elektron pada kulit M(n = 3) → 2 x 32 = 18

C. PRINSIP HUND

Pada pengisian orbital – orbital yang mempunyai energi sama, mula – mula elektron

menempati orbital secara sendiri – sendiri dengan spin yang paralel, baru kemudian berpasangan.

9

Hal ini dapat dimengerti karena semua elektron bermuatan sama sehingga elektron akan

menempati orbital yang masih kosong sebelum harus berpasangan.

F. SISTEM PERIODIK UNSUR – UNSUR

1. Dasar Penyusunan

Sistem periodik bentuk panjang disusun berdasarkan kenaikan nomor atom ( kenaikan

jumlah proton / muatan inti ).

Sistem periodik bentuk panjang dibagi ke dalam : periode dan golongan.

Periode : ►Lajur horizontal

►Ditunjukkan oleh nomor kulit yang paling luar.

►Banyaknya periode system periodik ada 7 buah.

►Artinya suatu atom maksimum mempunyai kulit sebanyak 7 buah.

Jumlah unsur dalam periode adalah :

▪ Periode 1 dan 2 unsur ▪ Periode 5 dan 18 unsur

▪ Periode 2 dan 8 unsur ▪ Periode 6 dan 32 unsur

▪ Periode 3 dan 8 unsur ▪ Periode 7 dan 17 unsur

▪ Periode 4 dan 18 unsur

Golongan :

☻Lajur vertikal

☻Unsur – unsur yang terletak dalam satu golongan mempunyai sifat – sifat yang mirip.

Kemiripan sifat tersebut karena adanya kesamaan konfigurasi electron, kulit terluarnya.

☻Dalam sistem periodik, unsur – unsur dibagi menjadi 2 kelompok :

1. Unsur golongan utama :

Golongan – golongan unsur yang terdapat dalam blok s dan blok p.

2. Unsur transisi :

Golongan – golongan unsur yang terdapat dalam blok d dan blok f.

10

2. Sifat – Sifat Periodik

Kuadrat I

♣ Energi ionisasi

♣ Afinitas electron

♣ Elektronegatifan

♣ Asam Oksi Kuadrat III

♣ Jari – jari

♣ Logam

♣ Basa

♣ Reduktor

Sifat Periodik Pada Kuadran I :

- Huruf awal : vokal ( huruf hidup )

- Dalam suatu golongan makin ke atas makin besar / makin kuat.

- Dalam satu peride makin kanan makin besar / makin kuat.

Sifat Periode pada kuadran III :

- Huruf awal : konsonan ( huruf mati )

- Dalam satu golongan makin ke bawah makin besar/makin kuat.

- Dalam satu periode makin ke kiri makin besar/makin kuat.

G. IKATAN KIMIA

1. Peranan Elektron Dalam Ikatan Kimia

Atom – atom dikatakan stabil apabila konfigurasi elektronnya sama dengan konfigurasi

gas mulia( struktur duplet atau oktet ).

Struktur duplet : mempunyai dua elektron di kulit luar (sama dengan konfigurasi elektron

Helium).

11

Struktur Oktet : mempunyai delapan electron di kulit terluar ( sama dengan Ne, Ar, Kr,

Xe, Rn ).

2. Macam – Macam Ikatan Kimia

a. Ikatan Ion :

Ikatan ion dapat terjadi karena adanya serah terima elektron antar atom. Ikatan ini

terbentuk antara :

►Ion positif dengan ion negatif (oleh gaya elektro statis)

►Atom – atom berenergi potensial ionisasi kecil dengan atom – atom berelektronegatif

besar.

(Atom - atom unsur golongan IA, IIA, dengan atom – atom unsur golongan VIA, VIIA)

Contoh : Na → Na+ + e

Cl + e → Cl

Antara ion Na+ dan ion Cl terjadi tarik menarik sehingga terjadi senyawa NaCl. Sifat –

sifat senyawa ion :

1. Bila cair dapat menghantarkan arus listrik.

2. Bila padat berbentuk kristal.

3. Titik lebur dan titik didihnya tinggi.

4. Larut dalam pelarut polar.

5. Keras tetapi rapuh.

b. Ikatan Kovalen

Ikatan kovalen terjadi berdasarkan pemakaian pasangan elekron bersama. Ikatan ini

terjadi sesama unsur bukan logam yang perbedaan elektronegatifitasnya rendah.

Pembagian ikatan kovalen

1. Ikatan kovalen non polar : jika PEI tertarik sama kuat semua atom.

Ciri : - momen dipol = 0

- mengandung jenis atom yang sama

Contoh : H2, N2, Cl2, O2

12

2. Ikatan kovalen polar : jika PEI tertarik lebih kuat ke salah satu atom.

Ciri : - momen dipol > 0

- beda elektronegatifas antar atom yang berikatan besar.

Contoh : HCl, N2O, H2O, NH3, HCN

3. Ikatan semi polar (kovalen koordinat) : jika PEI hanya berasal dari salah satu

atom.

Contoh : H3N: + BF3 → H3N : BF3

Kovalen koordinat

Sifat – sifat senyawa kovalen :

1. Senyawa kovalen polar dapat menghantarkan arus listrik.

2. Senyawa kovalen non polar tidak dapat menghantarkan arus listrik.

3. Titik didih dan titik lebur relatif lebih rendah disbanding senyawa ion.

4. Larut dalam pelarut non polar.

5. Mudah menguap.

13