Perkembangan teori atom

Tugas Kimia Bab 1
Nama Anggota Kelompok :
1. Bayu Ajie Ibnu Raharjo
2. Muhammad Thoriq
3. Melani Putri
4. Ray Aditya Rahman
5. Pandu Pratama Putra
6. Nidya Aulia
Kelas : X - 7

 A. Teori John Dalton
 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:
1. Perkembangan Teori Atom

 Dari kedua hukum tersebut Dalton mengemukakan
pendapatnya tentang atom sebagai berikut:
 1. Atom merupakan bagian terkecil dari materi yang sudah
tidak dapat dibagi lagi
 2. Atom digambarkan sebagai bola pejal yang sangat kecil,
suatu unsur memiliki atom-atom yang identik dan berbeda
untuk unsur yang berbeda
 3. Atom-atom bergabung membentuk senyawa dengan
perbandingan bilangan bulat dan sederhana. Misalnya air
terdiri atom-atom hidrogen dan atom-atom oksigen

 4. 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.
 Kelemahan teori atom Dalton
 Pada perkembangan selanjutnya ditemukan berbagai fakta
yang tidak dapat dijelaskan oleh teori tersebut, antara lain :
 a. Tidak dapat menjelaskan sifat listrik materi.
 b. Tidak dapat menjelaskan cara atom-atom saling
berikatan.
 c. Model atom Dalton tidak dapat menjelaskan
perbedaan antara atom unsur yang satu dengan unsur yang
lain.

 Kelebihan teori atom Dalton
 a. Dapat menerangkan Hukum Kekekalan Massa (Hukum
Lavoisier)
 b. Dapat menerangkan Hukum Perbandingan Tetap
(Hukum Proust)
 Kelemahan–kelemahan tersebut dapat dijelaskan setelah
ditemukan beberapa partikel penyusun atom, seperti
elektron ditemukan oleh Joseph John Thomson tahun 1900,
penemuan partikel proton oleh Goldstein tahun 1886.

 B. Teori J.J. Thomson
 Teori atom dalton cukup lama dianut para ahli hingga
ditemukannya elektron bermuatan negatif oleh J.J Thomson
pada tahun 1897. Penemuan elektron ini mematahkan teori
dalton bahwa atom merupakan materi terkecil. Oleh karena
atom bermuatan negatif, maka Thomson berpikir bahwa
ada muatan positif sebagai penyeimbang.
 Dengan demikian atom bersifat netral. Model atom
Thomson menggambarkan bahwa atom merupakan suatu
bola yang bermuatan positif. Sementara itu, elektron (
bagian atom yang bermuatan negatif ) tersebar merata
dipermukaan bola tersebut.

 Muatan – muatan negatif tersebut tersebar seperti kismis pada
roti kismis. Jumlah muatan positif sama dengan jumlah muatan
negatif sehingga atom bersifat netral.
 Model atom Thomson dapat digambarkan sebagai berikut:
 Kelebihan dan Kelemahan Model Atom Thomson
 Kelebihan
Membuktikan adanya partikel lain yang bermuatan negatif dalam
atom. Berarti atom bukan merupakan bagian terkecil dari suatu
unsur.
 Kelemahan
Model Thomson ini tidak dapat menjelaskan susunan muatan
positif dan negatif dalam bola atom tersebut.

 C. Teori Routerford
 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.

 Berdasarkan gejala-gejala yang terjadi, diperoleh beberapa
kesipulan beberapa berikut:
 1. Atom bukan merupakan bola pejal, karena hampir semua
partikel alfa diteruskan
 2. Jika lempeng emas tersebut dianggap sebagai satu
lapisanatom-atom emas, maka didalam atom emas terdapat
partikel yang sangat kecil yang bermuatan positif.
 3. 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:
 Tidak dapat menjelaskan mengapa elektron tidak jatuh ke
dalam inti atom.

 D. Teori Bohr
 pada 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:
 1. 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.
 2. elektron berada dalam lintasan stasioner, energi elektron
tetap sehingga tidak ada energi dalam bentuk radiasi yang
dipancarkan maupun diserap.
 3. 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.

 4. 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.
 Kelemahan:
 Model atom ini tidak bisa menjelaskan spektrum warna
dari atom berelektron banyak.

 E. Mekanika Kuantum
 Teori atom mengalami perkembangan mulai dari teori atom
John Dalton, Joseph John Thomson, Ernest Rutherford, dan
Niels Henrik David Bohr. Perkembangan teori atom
menunjukkan adanya perubahan konsep susunan atom dan
reaksi kimia antaratom.
 Kelemahan model atom yang dikemukakan Rutherford
disempurnakan olehNiels Henrik David Bohr. Bohr
mengemukakan gagasannya tentang penggunaan tingkat
energi elektron pada struktur atom. Model ini kemudian
dikenal dengan model atom Rutherford-Bohr. Tingkat
energy elektron digunakan untuk menerangkan terjadinya
spektrum atom yang dihasilkan oleh atom yang
mengeluarkan energi berupa radiasi cahaya.

 Gambar : Spektrum emisi natrium dan hidrogen dalam
daerah yang dapat dilihat dengan spektrum yang lengkap
 Penjelasan mengenai radiasi cahaya juga telah dikemukakan
oleh Max Planck pada tahun 1900. Ia mengemukakan teori
kuantum yang menyatakan bahwa atom dapat
memancarkan atau menyerap energi hanya dalam jumlah
tertentu (kuanta).

 Jumlah energi yang dipancarkan atau diserap dalam bentuk
radiasi elektromagnetik disebut kuantum. Adapun besarnya
kuantum dinyatakan dalam persamaan berikut:
 Keterangan:
 E = energi radiasi (Joule = J)
 h = konstanta Planck (6,63 x 10-34 J.s)
 c = cepat rambat cahaya di ruang hampa (3 x 108 ms-1)
 l = panjang gelombang (m)

 Dengan Teori Kuantum, kita dapat mengetahui besarnya radiasi
yang dipancarkan maupun yang diserap. Selain itu, Teori
Kuantum juga bisa digunakan untuk menjelaskan terjadinya
spektrum atom. Perhatikan spektrum atom hidrogen berikut.
 Pada Gambar di atas dapat dilihat bahwa percikan listrik masuk
ke dalam tabung gelas yang mengandung gas hidrogen. Sinar
yang keluar dari atom H (setelah melalui celah) masuk ke dalam
prisma, sehingga sinar tersebut terbagi menjadi beberapa sinar
yang membentuk garis spektrum.

 Ketika sinar itu ditangkap oleh layar, empat garis yang panjang
gelombangnya tertera pada layar adalah bagian yang dapat dilihat
dari spektrum gas hidrogen.
 Salah satu alasan atom hidrogen digunakan sebagai model atom
Bohr adalah karena hidrogen mempunyai struktur atom yang
paling sederhana (satu proton dan satu elektron) dan
menghasilkan spektrum paling sederhana. Model atom hidrogen
ini disebut solar system (sistem tata surya), di mana electron
dalam atom mengelilingi inti pada suatu orbit dengan bentuk,
ukuran, dan energi yang tetap.

 Semakin besar ukuran suatu orbit, semakin besar pula
energi elektronnya. Keadaan ini dipengaruhi oleh adanya
gaya tarik-menarik antara proton dan elektron. Dengan
menggunakan model atom hidrogen, Bohr menemukan
persamaan energi elektron sebagai berikut.
 Keterangan:
 A = 2,18 x 10-18 J
 N = bilangan bulat yang menunjukkan orbit elektron (1, 2, 3,
…, 8)
 {Tanda negatif menunjukkan orbit mempunyai energi paling
rendah (harga n = 1) dan paling tinggi (harga n = 8)}.

 Pada atom hidrogen, elektron berada pada orbit energi terendah (n = 1).
Jika atom bereaksi, elektron akan bergerak menuju orbit dengan energy
yang lebih tinggi (n = 2, 3, atau 4). Pada saat atom berada pada orbit
dengan energi yang lebih tinggi, atom mempunyai sifat tidak stabil yang
menyebabkan
 elektron jatuh ke orbit yang memiliki energi lebih rendah. Perpindahan
tersebut menjadikan electron mengubah energinya dalam jumlah
tertentu. Besar energi tersebut sama dengan perbedaan energi
antarkedua orbit yang dilepaskan dalam bentuk foton dengan frekuensi
tertentu.
 Gambar : Perpindahan elektron dari
satu tingkat energi ke tingkat energi
lainnya menyebabkan energi elektron
berubah dalam jumlah tertentu.

 Meskipun teori atom Niels Bohr mampu menerangkan
spektrum gas hidrogen dan spektrum atom berelektron
tunggal (seperti He+ dan Li2+), tetapi tidak mampu
menerangkan spektrum atom berelektron lebih dari satu.
Oleh karena itu, dibutuhkan penjelasan lebih lanjut
mengenai gerak partikel (atom). Pada tahun 1924, ahli fisika
dari Perancis bernama Louis de Broglie mengemukakan
bahwa partikel juga bersifat sebagai gelombang.
 Dengan demikian, partikel mempunyai panjang gelombang
yang dinyatakan dengan persamaan berikut :
 Keterangan:
 l = panjang gelombang (m)
 h = tetapan Planck (6,63 10-34 J.s)
 p = momentum (m2s-1)
 m = massa partikel (kg)
 v = kecepatan partikel (ms-1)

 Berdasarkan persamaan de Broglie, diketahui bahwa teori
atom Bohr memiliki kelemahan. Kelemahan itu ada pada
pernyataan Bohr yang menyebutkan bahwa elektron
bergerak mengelilingi inti atom pada lintasan tertentu
berbentuk lingkaran. Padahal, elektron yang bergerak
mengelilingi inti atom juga melakukan gerak gelombang.
Gelombang tersebut tidak bergerak sesuai garis, tetapi
menyebar pada suatu daerah tertentu.
 Selanjutnya, pada tahun 1927, Werner
Heisenberg menyatakan bahwa kedudukan elektron tidak
dapat diketahui dengan tepat. Oleh karena itu, ia
menganalisis kedudukan elektron (x) dengan momentum
electron (p) untuk mengetahui kedudukan elektron.

 Hasil analisis Heisenberg, yaitu selalu terdapat
ketidakpastian dalam menentukan kedudukan elektron
yang dirumuskan sebagai hasil kali ketidakpastian
kedudukan x dengan momentum p. Satu hal yang perlu
diingat adalah hasil kali keduanya harus sama atau lebih
besar dari tetapan Planck. Persamaan ini dikenal sebagai
prinsip ketidakpastian Heisenberg yang dirumuskan sebagai
berikut:
 Keterangan:
 Δx = ketidakpastian kedudukan
 Δp = ketidakpastian momentum
 h = tetapan Planck

 Selain Werner Heisenberg, ada juga ilmuwan yang
menunjukkan kelemahan teori atom Bohr. Pada tahun
1927, Erwin Schrodinger menyempurnakan teori atom yang
disampaikan oleh Bohr. Dari penyelidikan terhadap
gelombang atom hidrogen, Schrodinger menyatakan bahwa
elektron dapat dianggap sebagai gelombang materi dengan
gerakan menyerupai gerakan gelombang. Teori ini lebih
dikenal dengan mekanika gelombang (mekanika kuantum).
 Teori model atom Schrodinger memiliki persamaan dengan
model atom Bohr berkaitan dengan adanya tingkat energi
dalam atom. Perbedaannya yaitu model atom Bohr memiliki
lintasan elektron yang pasti. Sedangkan pada model atom
Schrodinger, lintasan elektronnya tidak pasti karena
menyerupai gelombang yang memenuhi ruang (tiga
dimensi).

 Fungsi matematik untuk persamaan gelombang dinyatakan
sebagai fungsi gelombang [ dibaca psi (bahasa Yunani)]
yang menunjukkan bentuk dan ener gi gelombang elektron.
 Berdasarkan teori yang disampaikan oleh Schrodinger,
diketahui bahwa elektron menempati lintasan yang tidak
pasti sehingga electron berada pada berbagai jarak dari inti
atom dan berbagai arah dalam ruang. Jadi, daerah pada inti
atom dengan kemungkinan terbesar ditemukannya elektron
dikenal sebagai orbital.

 Jika suatu anode disinari dengan sinar katode maka akan
dihasilkan sinar-X dengan panjang gelombang bergantung pada
jumlah proton dalam atom logam yang dijadikan anode. Panjang
gelombang sinar-X menurun dengan bertambahnya jumlah
proton dalam atom logam. Pada percobaan lain, Henry Moseley
(1887–1915) menemukan bahwa jumlah proton berbanding lurus
dengan nomor atom. Jika jumlah proton bertambah satu satuan
maka nomor atom unsur tersebut juga bertambah satu satuan.
Nomor atom menunjukkan jumlah muatan positif dalam inti
atom (jumlah proton). Menurut Moseley jumlah muatan positif
setiap unsur bersifat karakteristik, jadi unsur yang berbeda akan
mempunyai nomor atom yang berbeda. Nomor atom dipakai
untuk mengidentifikasi unsur kimia, misalnya angka atom
hidrogen adalah 1, hal ini berarti hidrogen memiliki proton
sejumlah satu.
2.A. Nomor Atom

 Dari data di atas dapat disimpulkan sebagai berikut.
 1. Setiap logam tersusun atas atom-atom logam dan atom
logam disusun oleh proton, elektron, dan neutron. Oleh
karena sinar-X bergantung pada proton maka jumlah
proton merupakan sifat khas suatu atom.
 2. Jumlah proton sebanding dengan nomor atom. Oleh
karena itu, nomor atom menyatakan jumlah proton dalam
atom dan bersifat khas untuk setiap atom. Jika atom
bersifat netral, maka jumlah muatan positif (proton) dalam
atom harus sama dengan jumlah muatan. negatif
(elektron). Jadi, nomor atom = jumlah proton = jumlah
elektron. Nomor atom dilambangkan dengan Z.
Z = np = ne

 Berdasarkan hasil percobaan spektograf massa diketahui
bahwa satu macam unsur terdiri atas atom-atom dengan
massa berbeda. Contohnya sebuah unsur karbon terdiri
atas atom-atom dengan massa: 12, 13, 14. Ketiga bilangan
ini dinamakan nomor massa dari atom karbon (nomor
atomnya sama, yaitu 6). Di dalam atom hanya ada proton,
elektron, dan neutron. Pada atom netral, jumlah proton
sama dengan elektron. Oleh karena atom karbon hanya
memiliki satu nomor atom maka yang membedakan massa
atom adalah neutron. Jadi nomor massa = jumlah proton +
jumlah neutron. Nomor massa dilambangkan dengan A.
2.B. Nomor Massa
A = p + n

 Isotop adalah atom-atom yang mempunyai nomor atom
yang sama, namun mempunyai massa atom yang berbeda
atau unsur-unsur sejenis yang memiliki jumlah proton sama,
tetapi jumlah neutron berbeda. Diketahui bahwa Nomor
atom merupakan identitas dari atom, sehingga setiap atom
yang mempunyai nomor atom yang sama maka unsurnya
pun sama.
2.C. Isotop

 Sebagai contoh, atom –atom yang memiliki isotop dapat
dilihat pada tabel di bawah:
 Contoh-Contoh Isotop
Unsur Isotop
Hidrogen 1
1H, 1
2H, 1
3H
Helium 2
3He, 2
4He,
Karbon 6
12C, 6
13C, 6
14C
Nitrogen 7
14N, 7
15H
Oksigen 8
16O, 8
17O, 8
18O

 Isoton adalah atom-atom unsur berbeda (nomor atom
berbeda) yang mempunyai jumlah neutron yang sama.
Contoh atom yang termasuk dalam isoton dapat dilihat
pada tabel di bawah:
 Contoh-Contoh Isoton
2.D. Isoton
Unsur Isoton Jumlah neutron
Hidrogen dan Helium 1
3H dan 2
4He 2
Karbon dan Nitrogen 6
13C dan 7
14N 7
Natrium dan Magnesium 11
23Na dan 12
24Mg 12

 Isobar adalah atom-atom yang mempunyai nomor atom
yang berbeda (nomor atom berbeda) namun memiliki
massa atomnya sama. Contoh atom yang termasuk dalam
isobar dapat dilihat pada tabel di bawah:
 Contoh-Contoh Isobar
2.E. Isobar
Hidrogen dan Helium 1
3H dan 2
3He
Karbon dan Nitrogen 6
14C dan 7
14N
Natrium dan Magnesium 11
24Na dan 12
24Mg

 Bilangan kuantum adalah bilangan yang menyatakan
kedudukan atau posisi elektron dalam atom yang diwakili
oleh suatu nilai yang menjelaskan kuantitas kekal dalam
sistem dinamis. Bilangan kuantum menggambarkan sifat
elektron dalam orbital. Bilangan kuantum merupakan salah
satu ciri khas dari model atom mekanika kuantum atau
model atom modern yang dicetuskan oleh Ernest
Schrodinger. Hasil penjabaran persamaan Schrodinger
untuk atom hidrogen menunjukkan bahwa energi suatu
elektron ditentukan oleh bilangan kuantum
utama (n), bilangan kuantum azimut (l), dan bilangan
kuantum magnetik (m).
3. Bilangan Kuantum

 Kedudukan elektron dalam suatu atom dapat ditentukan
oleh 4 bilangan kuantum. Bilangan kuantum menentukan
tingkat energi utama atau jarak dari inti, bentuk orbital,
orientasi orbital, dan spin elektron. Setiap sistem kuantum
dapat memiliki satu atau lebih bilangan kuantum. Bilangan-
bilangan kuantum tersebut adalah:
 Jenis-jenis Bilangan Kuantum
 1. Bilangan kuantum utama (n)
 Bilangan kuantum utama (primer) digunakan untuk
menyatakan tingkat energi orbital atau kulit atom yang
dimiliki oleh elektron dalam sebuah atom. Bilangan kuantum
utama tidak pernah bernilai nol. Bilangan kuantum utama
dapat mempunyai nilai semua bilangan bulat positif, yaitu 1,
2, 3, 4, 5, dan seterusnya. Sedangkan kulit atom di nyatakan
dengan huruf K,L,M,N,O dan seterusnya. Semakin tinggi nilai
n semakin tinggi pula energi elektron. Lambang dari bilangan
kuantum utama adalah “n”.

 2. Bilangan kuantum Azimut (I)
 Bilangan kuantum azimut merupakan ukuran momentum sudut
orbital elektron terhadap inti atom. Selain itu, bilangan azimut juga
menyatakan subkulit tempat elektron berada, jenis subkulitnya dan
bentuk orbitalnya. Secara umum bilangan kuantum ini
berhubungan dengan subkulit yang dilambangkan dengan huruf s,
p, d, f, dan seterusnya. Nilai bilangan kuantum azimut dimulai dari
angka nol (0). Jadi secara urut subkulit s mempunyai bilangan
kuantum azimut = 0, subkulit p mempunyai bilangan kuantum
azimut = 1, subkulit d mempunyai bilangan kuantum azimut = 2 dan
demikian seterusnya. Besarnya bilangan kuantum azimut yang
mungkin tergantung pada nilai bilangan kuantum utama (n).
Kulit K L M N O
Nilai (n) 1 2 3 4 5

 Banyaknya subkulit dari suatu kulit atom tergantung pada
banyaknya nilai bilangan kuantum azimut yang di izinkan
untuk kulit tersebut.
 3. Bilangan kuantum magnetik (m)
 Bilangan kuantum magnetik menyatakan kedudukan
elektron pada suatu orbital dan arah momentum sudut
elektron terhadap inti. Nilai bilangan kuantum magnetik
tergantung pada nilai bilangan kuantum azimut.
Kulit Nilai n Nilai I yang diizinkan subkulit
K 1 0 1s
L 2 0,1 2s, 2p
M 3 0,1,2 3s, 3p, 3d
N dst 4 dst 0,1,2,3 dst 4s, 4p, 4d, 4f, dst

 Tidak adanya medan magnet luar membuat elektron atau orbital
mempunyai nilai n dan ℓ yang sama tetapi nilai m yang berbeda.
Namun dengan adanya medan magnet, nilai tersebut dapat
sedikit berubah. Hal tersebut dikarenakan timbulnya interaksi
antara medan magnet sendiri dengan medan magnet luar. Arah
momentum sudut elektron terhadap inti di pengaruhi oleh aliran
arus listri. Karena interaksi ini, elektron menyesuaikan diri di
wilayah tertentu di sekitar inti. Daerah khusus ini dikenal sebagai
orbital. Orientasi elektron di sekitar inti dapat ditentukan dengan
menggunakan bilangan kuantum magnetik m.
 Misalnya subkulit s mempunyai nilai l = 0 maka bilangan kuantum
magnetiknya (m) = 0. Angka nol ini melambangkan satu-satunya
orbital yang ada pada subkulit s. Sub kulit p mempunyai nilai l = 1
maka bilangan kuantum magnetiknya = - 1, 0, +1. Angka-angka
tersebut melambangkan 3 orbital yang ada pada subkulit p.
Subkulit d mempunyai nilai l = 2 maka bilangan kuantum
magnetiknya = - 2, - 1, 0, + 1, + 2. Angka-angka tersebut
melambangkan 5 orbital yang ada pada subkulit d dan demikian
seterusnya.

 4. Bilangan kuantum spin (s)
 Bilangan kuantum spin menyatakan arah rotasi elektron pada
sumbunya. Bilangan kuantum Spin mempunyai simbol s atau
ms (bilangan kuantum spin magnetik). 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. Nilai positif atau
negatif dari spin menyatakan spin atau rotasi partikel pada sumbu.
Sebagai contoh, untuk nilai s = +½ berarti berlawanan arah jarum
jam (ke atas), sedangkan s = -½ berarti searah jarum jam (ke
bawah). Diambil nilai setengah karena hanya ada dua peluang
orientasi, yaitu atas dan bawah. Dengan demikian, peluang untuk
mengarah ke atas adalah 50% dan peluang untuk mengarah ke
bawah adalah 50% .
 Dua arah rotasi elektron dan nilainya:
 - S= +1/2 arah putaran searah dengan jarum jam (↑)
 - S= -1/2 arah putaran berlawanan dengan arah jarum jam (↓)

 Konfigurasi elektron adalah susunan atau distribusi elektron-
elektron pada sebuah atom atau molekul. Susunannya mengikuti
aturan khusus. Aturan tersebut antara lain prinsip aufbau, kaidah
hund, dan larangan pauli. Menurut hukum mekanika kuantum,
untuk sistem yang hanya memiliki satu elektron, elektronnya dapat
berpindah dari satu konfigurasi ke konfigurasi lain dalam bentuk
foton. Konfigurasi elektron menunjukkan jumlah elektron pada
setiap sublevel. Sublevel pertama adalah 1s, kemudian 2s, 2p, 3s,
3p, dan seterusnya. Masing-masing elektron dapat berpindah
dengan sendirinya di dalam sebuah orbital. Salah satu contoh
konfigurasi elektron adalah atom neon dengan konfigurasi
1s2 2s2 2p6. Pengetahuan tentang konfigurasi elektron di setiap
atom sangat berguna untuk memahami struktur tabel periodik.
Konsep konfigurasi elektron ini juga berguna untuk menjelaskan
konsep ikatan kimia, sifat laser, dan semikonduktor.
4. Konfigurasi Elektron

 1. Kulit dan Subkulit dalam Konfigurasi Elektron
 Konfigurasi elektron didasari oleh model atom Bohr dan
masih digunakan untuk menjabarkan kulit dan subkulit selain
pemahaman mekanika kuantum yang lebih kompleks.
 Sebuah kulit elektron adalah beberapa subkulit yang berbagi
bilangan kuantum yang sama yaitu n (nomor sebelum angka
dalam sebuah orbital). Sebuah atom dengan kulit ke-n dapat
berisi 2n2 elektron. Misalnya, kulit pertama dapat berisi 2
elektron, kulit kedua dapat berisi hingga 8 elektron, dan kulit
ketiga 18 elektron. Faktor yang membuatnya selalu genap
adalah karena subkulit dapat menjadi dua bergantung pada
putaran elektronnya. Setiap orbital dapat dimasuki sampai
dua elektron dengan putaran yang berlawanan, satu dengan
putaran +1/2 (biasanya dilambangkan dengan tanda panah ke
atas) dan satu dengan putaran –1/2 (dilambangkan dengan
tanda panah ke bawah).

 Subkulit adalah sebuah tempat di dalam kulit yang berisi
bilangan azimuth yaitu ℓ. Nilai dari ℓ (0, 1, 2, atau 3) sesuai
dengan masing-masing label s, p, d, dan f. Jumlah maksimum
elektron yang bisa ditempatkan di sebuah subkulit
dirumuskan sebagai 2(2ℓ+1). Pada subkulit s maksimum 2, 6
elektron pada subkulit p, 10 pada subkulit d, dan 14 pada
subkulit f.
 Jumlah elektron yang dapat mengisi setiap kulit dan masing-
masing subkulit muncul dari perhitungan mekanika kuantum,
tertama prinsip larangan Pauli, dimana tidak ada dua elektron
di satu atom yang memiliki nilai bilangan kuantum yang
sama.

 2. Notasi Konfigurasi Elektron
 Ahli fisika dan ahli kimia menggunakan notasi standar untuk
mengetahui konfigurasi elektron dari sebuah atom dan
molekul. Untuk atom, notasinya terdiri dari urutan orbital
atom (contoh: untuk fospor urutannya adalah 1s, 2s, 2p, 3s,
3p) dengan nomor elektron mengisi masing-masing orbital
dalam format superscript. Contoh, hidrogen memiliki satu
elektron dalam orbital s kulit pertama, jadi konfigurasinya
ditulis 1s1. Litium memiliki dua elektron di subkulit 1s dan satu
elektron di subkulit 2s sehingga konfigurasi elektronnya
ditulis 1s2 2s1 (dibaca “satu-s-dua, dua-s-satu”). Fosfor dengan
nomor atom 15 memiliki konfigurasi elektron
1s2 2s2 2p63s2 3p3. Konfigurasi elektron pada molekul ditulis
dengan cara yang sama.

 Superscript 1 pada notasi tidak wajib dicantumkan. Umumnya
hurup orbital (s, p, d, f) dicetak miring meskipun IUPAC
(International Union of Pure and Applied Chemistry
merekomendasikan huruf normal. Huruf yang dicetak miring
saat ini digunakan untuk mewakili salah satu kategori garis
spektrum seperti “sharp”, “principal”, “diffuse”, dan
“fundamental” (atau “fine”).
 2.1. Penyingkatan Konfigurasi Elektron
 Untuk atom dengan banyak elektron, notasi ini dapat
menjadi sangat panjang. Maka dari itu, diperlukan sebuah
singkatan untuk mewakili notasi tertentu. Gas mulia (2 He, 10
Ne, 18 Ar, 36 Kr, 54 Xe, dan 86 Rn) bisa digunakan untuk
mewakili notasi tertentu. Misalnya fosfor yang salah satu
bagian notasinya diwakili oleh neon (1s2 2s2 2p6) sehingga
menjadi [Ne] 3s2 3p3. Kaidah ini sangat berguna untuk
membantu memahami konfigurasi elektron yang panjang.

 2.2. Aturan Penuh Setengah Penuh
 Sifat ini berhubungan erat dengan hibridisasi elektron.
Aturan ini menyatakan bahwa “suatu elektron mempunyai
kecenderungan untuk berpindah orbital apabila dapat
membentuk susunan elektron yang lebih stabil”. Untuk
konfigurasi elektron yang berakhir pada sub kulit d berlaku
aturan penuh dan setengah penuh. Contohnya adalah
sebagai berikut:
 24Cr = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 menjadi 24Cr =
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5
 Dari contoh diatas terlihat apabila 4s diisi 2 elektron maka 3d
kurang satu elektron untuk menjadi setengah penuh. Maka
elektron dari 4s akan berpindah ke 3d.

 2.3. Konfigurasi Elektron Ion
 Unsur yang mengalami ionisasi akan mengalami perubahan
jumlah elektron. Misalnya adalah besi (Fe) yang mempunyai
nomor atom 26 dan mempunyai konfigurasi elektron [Ar]
3d64s2. Jika Fe terionisasi menjadi Fe2+, maka elektron Fe
berkurang 2 dari jumlah asal. Sehingga konfigurasi
Fe2+ adalah [Ar] 3d6. Ingat, jika sebuah atom mengalami
ionisasi maka yang berkurang adalah elektron valensi
(elektron terluar).
 3. Energi dalam Konfigurasi Elektron
 Energi dikaitkan dengan elektron dalam orbital. Energi dalam
sebuah konfigurasi sering mendekati jumlah energi di setiap
elektron dengan mengabaikan interaksi antar elektron.
Konfigurasi yang memiliki energi terendah disebut keadaan
dasar (ground state). Sedangkan konfigurasi lainnya disebut
keadaan tereksitasi (excited state).

 Sebagai contoh, keadaan dasar konfigurasi atom sodium
adalah 1s2 2s2 2p6 3s, yang berasal dari prinsip Aufbau.
Keadaan tereksitasi pertama diperoleh dengan menukar
elektron 3s menjadi 3p sehingga menjadi 1s2 2s2 2p6 3p yang
dapat disingkat menjadi level 3p. Atom dapat berpindah dari
satu konfigurasi ke konfigurasi lain dengan menyerap atau
melepaskan energi.
 4. Sejarah Konfigurasi Elektron
 Niels Bohr (1923) adalah orang pertama yang mengusulkan
bahwa perioditas dalam tabel periodik dapat dijabarkan
dengan struktur elektron dalam atom. Usul tersebut didasari
oleh model atom Bohr miliknya dimana kulit elektron
memiliki orbit dengan jarak tertentu dari nukleus (inti atom).
Konfigurasi awal Bohr terlihat aneh dalam ilmu kimia masa
kini: misalnya sulfur memiliki konfigurasi 2.4.4.6 sedangkan
yang sekarang adalah 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4(2.8.6).

 Beberapa tahun kemudian, E. C. Stoner bersama
Sommerfield berhasil menjabarkan kulit elektron dan secara
tepat memprediksi struktur kulit sulfur adalah 2.8.6. Namun,
tidak ada sistem baik milik Bohr maupun Stoner dapat
menjabarkan dengan benar perubahan spektrum atom dalam
zona magnetik (efek Zeeman).
 Bohr sangat menyadari kekurangan prinsipnya tersebut. Ia
menulis surat untuk temannya Wolfgang Pauli untuk
meminta bantuannya untuk menjaga teori kuantumnya
(sistem yang kini dikenal sebagai “teori kuantum lama”).
Pauli menyadari bahwa efek Zeeman hanya berlaku pada
elektron terluar dari atom dan dapat mereproduksi struktur
kulit Stoner.
 Persamaan Schrödinger yang dipublikasikan pada tahun 1926
memberikan tiga dari empat bilangan kuantum sebagai
kesimpulan langsung dari penyelesaiannya terhadap atom
hidrogen. Penyelesaiannya tersebut merupakan hasil dari
orbital atom yang saat ini diajarkan di textbook kimia.

 5. Prinsip Aufbau dan dan Aturan Madelung dalam Konfigurasi
Elektron
 Prinsip Aufbau adalah bagian penting dari konsep Bohr tentang
konfigurasi elektron. Istilah “Aufbau” merupakan bahasa Jerman
yang berarti “konstruksi”. Prinsip tersebut dinyatakan sebagai:
 Maksimal dua elektron dimasukkan ke dalam orbital untuk
meningkatkan energi orbital: energi terendah dalam orbital diisi
sebelum elektron ditempatkan di energi tertinggi dalam orbital.
 Prinsip tersebut bekerja dengan sangat baik (dalam keadaan
dasar atom) untuk 18 elemen pertama, kemudian berkurang
terhadap 100 elemen berikutnya. Bentuk modern dari prinsip
Aufbau menjelaskan urutan energi orbital yang diberikan oleh
aturan Madelung. Aturan ini pertama kali dinyatakan oleh Charles
Janet pada tahun 1929, kemudian diteliti ulang oleh Erwin
Madelung pada tahun 1936, dan diberikan pembenaran teoritis
oleh V.M. Klechkowski.

 Bunyi aturan Madelung adalah sebagai berikut:
 1. Orbital diisi untuk meningkatkan nilai n+l;
 2. Dimana dua orbital memiliki nilai n+l yang sama.
 Berikut adalah urutan orbital pada konfigurasi elektron:
 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f,
6d, 7p, (8s, 5g, 6f, 7d, 8p, dan 9s)
 Supaya lebih mudah diingat, berikut adalah ilustrasinya:

 Orbital yang di dalam tanda kurung tidak berisi atom setelah atom
dengan nomor atom tertinggi yaitu Uuo = 118.
 Prinsip Aufbau dapat diaplikasikan untuk memodifikasi susunan
proton dan neutron di inti atom bersama dengan model kulit dari
fisika nuklir dan kimia nuklir.
 6. Hubungan Konfigurasi Elektron dengan Tabel Periodik
 Bentuk dari tabel periodik berkaitan dengan konfigurasi elektron
masing-masing atom yang terdapat disana. Contohnya, semua
golongan ke-2 tabel periodik memiliki konfigurasi elektron
[E] ns2 (dimana [E] merupakan konfigurasi gas mulia) dan memiliki
kesamaan sifat kimia. Umumnya, perioditas tabel periodik dalam
blok tabel periodik bergantung pada jumlah elektron yang
diperlukan untuk mengisi subkulit s, p, d, dan f.

 Kulit elektron terluar sering disebut “elektron valensi” dan
menentukan sifat kimia. Harus diingat bahwa kemiripan sifat
kimia telah ada lebih dari satu abad sebelum teori
konfigurasi elektron. Belum jelas seberapa jauh aturan
Madelung menjabarkan (bukan hanya menjelaskan) tabel
periodik. Meski beberapa sifat jelas berbeda dengan
perbedaan urutan pengisian orbital.
 6.1. Menentukan Golongan dan Periode Tabel Periodik
Suatu Unsur dengan Konfigurasi Elektron
 Konfigurasi elektron juga dapat digunakan untuk
menentukan letak suatu unsur pada tabel periodik. Periode
suatu unsur sama dengan nomor kulit terbesarnya.

 Golongan suatu unsur ditentukan dengan menggunakan tabel
seperti dibawah.
 Bila subkulit terakhirnya pada s atau p maka unsur tersebut
termasuk golongan A (utama). Sedangkan bila subkulit
terakhirnya pada d maka unsur tersebut termasuk golongan B
(transisi).
 Berikut adalah contoh menentukan golongan dan periode suatu
unsur dengan konfigurasi elektron:
 24Cr = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5
 Berdasarkan konfigurasi elektron diatas, maka letak unsur adalah
pada golongan VI B periode 4.

 7. Penyimpangan Konfigurasi Elektron
 Berdasarkan eksperimen, terdapat penyimpangan
konfigurasi elektron dalam pengisian elektron.
Penyimpangan pengisian elektron ditemui pada elektron
yang terdapat pada orbital subkulit d dan f.
 7.1. Penyimpangan Konfigurasi Elektron pada Orbital d
 Penyimpangan pada orbital subkulit d dikarenakan orbital
yang setengah penuh (d5) atau penuh (d10) bersifat lebih
stabil dibandingkan dengan orbital yang hampir setengah
penuh (d4) atau hampir penuh (d8 atau d9). Dengan
demikian, jika elektron terluar berakhir pada d4, d8, atau d9,
maka satu atau semua elektron pada orbital s pindah ke
orbital d

 Dibawah ini adalah beberapa contoh penyimpangan orbital d.
 7.2. Penyimpangan Konfigurasi Elektron pada Orbital f
 Pada orbital f, sebagaimana dengan penyimpangan
konfigurasi dalam orbital d, maka konfigurasi elektron yang
berakhir pada orbital f juga mengalami penyimpangan.
Penyimpangan disebabkan oleh tingkat energi orbital saling
berdekatan dan hampir sama. Penyimpangan ini berupa
berpindahnya satu atau dua elektron dari orbital f ke orbital
d.

 Dibawah ini adalah beberapa contoh penyimpangan orbital f.
 8. Konfigurasi Elektron dalam Molekul
 Dalam molekul, konfigurasi elektronnya semakin rumit. Masing-
masing molekul memiliki struktur orbital yang berbeda. Orbital
molekul ditandai berdasarkan simetrinya. Misalnya O2ditulis
1σg
2 1σu
2 2σg
2 2σu
2 3σg
2 1πu
4 1πg
2, atau setara dengan
1σg
2 1σu
2 2σg
2 2σu
2 1πu
43σg
2 1πg
2. Istilah 1πg
2 mewakili dua elektron
di dalam dua turunan orbital ke-π* (antibonding). Berdasarkan
aturan Hund, elektron tersebut memiliki putaran paralel dalam
keadaan dasar, dan dioksigen memiliki momen magnetik (disebut
paramagnetik). Penjabaran dari paramagnetisme pada dioksigen
adalah penemuan besar dalam teori orbital molekul.
 Konfigurasi elektron dari molekul poliatomik dapat berubah tanpa
penyerapan atau pelepasan foton melalui sambungan bergetar.

 8.1. Konfigurasi Elektron dalam Padatan
 Dalam padatan, elektron menjadi sangat banyak. Elektron
tidak menjadi berlainan, dan bercampur secara efektif
menjadi rentang kemungkinan keadaan secara
berkelanjutan (disebut pita elektron). Gagasan tentang
konfigurasi elektron menjadi tidak relevan dan
menghasilkan teori pita.
 9. Aplikasi Konfigurasi Elektron
 Penerapan konfigurasi elektron yang paling luas adalah
dalam bidang rasionalisasi sifat kimia, baik dalam kimia
organik maupun kimia anorganik. Akibatnya, konfigurasi
elektron sepanjang teori orbital molekul menjadi
perbandingan modern untuk konsep valensi yang
menjelaskan jumlah dan jenis ikatan kimia.

 Pendekatan lebih lanjut juga diterapkan di kimia komputasi. Dimana
digunakan untuk membuat perkiraan kuantitatif terhadap sifat kimia.
Selama beberapa tahun, perhitungan mengandalkan perkiraan
“kombinasi linear orbital atom” (LCAO), menggunakan basis set orbital
atom yang lebih besar dan lebih kompleks sebagai titik awal. Langkah
berikutnya adalah menghitung penempatan elektron di antara orbital-
orbital molekul dengan menggunakan prinsip Aufbau. Tidak semua
metode penghitungan kimia mengandalkan konfigurasi elektron.
Misalnya teori tingkat fungsional (DFT).
 Untuk atom atau molekul dengan lebih dari satu elektron, pergerakan
elektron saling berhubungan. Konfigurasi elektron dengan angka yang
sangat besar diperlukan untuk menjelaskan semua sistem multielektron,
dan tidak ada energi yang dapat dikaitkan dengan satu konfigurasi.
Namun, fungsi gelombang elektron biasanya didominasi oleh
konfigurasi dalam jumlah yang sangat kecil dan gagasan konfigurasi
elektron menjadi sangat esensial untuk sistem multielektron.
 Penerapan fundamental dari konfigurasi elektron adalah dalam
interpretasi terhadap spektrum atom. Dalam kasus ini, diperlukan untuk
menambahkan konfigurasi elektron dengan satu atau lebih istilah
simbol yang menjelaskan perbedaan tingkat energi yang terdapat dalam
sebuah atom. Istilah simbol dapat dikalkulasikan untuk semua
konfigurasi elektron, tidak hanya konfigurasi keadaan dasar yang
tertulis dalam tabel.

 Sekian Presentasi Dari Kami, Kami Ucapkan Terima Kasih
Atas Perhatiannya
 Wassalamualaikum Warahmatullah Wabarokatuh

Perkembangan teori atom

Recommended

Recommended

More Related Content

What's hot

What's hot (20)

Similar to Perkembangan teori atom

Similar to Perkembangan teori atom (20)

Recently uploaded

Recently uploaded (20)

Perkembangan teori atom