struktur atom dan system periodik unsur

STRUKTUR ATOM DAN SISTEM PERIODIK UNSUR

STRUKTUR ATOM DAN SISTEM PERIODIK UNSUR

1. A. STRUKTUR ATOM

Perkembangan Model Atom : (Pelajari Buku Paket Kimia 1A halaman 121 sampai 126!)

1).  Model Atom Dalton

a)      Atom digambarkan sebagai bola pejal yang sangat kecil.

b)      Atom merupakan partikel terkecil yang tidak dapat dipecah lagi.

c)      Atom suatu unsur sama memiliki sifat yang sama, sedangkan atom unsur berbeda, berlainan dalam massa dan sifatnya.

d)      Senyawa terbentuk jika atom bergabung satu sama lain.

e)      Reaksi kimia hanyalah reorganisasi dari atom-atom, sehingga tidak ada atom yang berubah akibat reaksi kimia.

Gambar Model Atom Dalton

Teori atom Dalton ditunjang oleh 2 hukum alam yaitu :

1. Hukum Kekekalan Massa (hukum Lavoisier)  :  massa zat sebelum dan sesudah reaksi adalah sama.
2. Hukum Perbandingan Tetap (hukum Proust)   :  perbandingan massa unsur-unsur yang menyusun suatu zat adalah tetap.

Kelemahan Model Atom Dalton :

Menurut teori atom Dalton nomor 5, tidak ada atom yang berubah akibat reaksi kimia. Kini ternyata dengan reaksi kimia nuklir, suatu atom dapat berubah menjadi atom lain.

Contoh :

2).  Model Atom Thomson

a)      Setelah ditemukannya elektron oleh J.J Thomson, disusunlah model atom Thomson yang merupakan penyempurnaan dari model atom Dalton.

b)      Atom terdiri dari materi bermuatan positif dan di dalamnya tersebar elektron bagaikan kismis dalam roti kismis.

Perhatikan Gambar Model Atom Thomson dari Buku Paket Kimia 1A halaman 121!

3).  Model Atom Rutherford

a)      Rutherford menemukan bukti bahwa dalam atom terdapat inti atom yang bermuatan positif, berukuran lebih kecil daripada ukuran atom tetapi massa atom hampir seluruhnya berasal dari massa intinya.

b)      Atom terdiri dari inti atom yang bermuatan positif dan berada pada pusat atom serta elektron bergerak melintasi inti (seperti planet dalam tata surya).

Kelemahan Model Atom Rutherford :

• Ketidakmampuan untuk menjelaskan mengapa elektron tidak jatuh ke inti atom akibat gaya tarik elektrostatis inti terhadap elektron.
• Menurut teori Maxwell, jika elektron sebagai partikel bermuatan mengitari inti yang memiliki muatan yang berlawanan maka lintasannya akan berbentuk spiral dan akan kehilangan tenaga/energi dalam bentuk radiasi sehingga akhirnya jatuh ke inti.

Perhatikan Gambar Model Atom Rutherford dari Buku Paket Kimia 1A halaman 123!

4).  Model Atom Niels Bohr

• Model atomnya didasarkan pada teori kuantum untuk menjelaskan spektrum gas hidrogen.
• Menurut Bohr, spektrum garis menunjukkan bahwa elektron hanya menempati tingkat-tingkat energi tertentu dalam atom.

Menurutnya :

a)      Atom terdiri dari inti yang bermuatan positif dan di sekitarnya beredar elektron-elektron yang bermuatan negatif.

b)      Elektron beredar mengelilingi inti atom pada orbit tertentu yang dikenal sebagai keadaan gerakan yang stasioner (tetap) yang selanjutnya disebut dengan tingkat energi utama (kulit elektron) yang dinyatakan dengan bilangan kuantum utama (n).

c)      Selama elektron berada dalam lintasan stasioner, energi akan tetap sehingga tidak ada cahaya yang dipancarkan.

d)      Elektron hanya dapat berpindah dari lintasan stasioner yang lebih rendah ke lintasan stasioner yang lebih tinggi jika menyerap energi. Sebaliknya, jika elektron berpindah dari lintasan stasioner yang lebih tinggi ke rendah terjadi pelepasan energi.

e)      Pada keadaan normal (tanpa pengaruh luar), elektron menempati tingkat energi terendah (disebut tingkat dasar = ground state).

Perhatikan Gambar Model Atom Niels Bohr dari Buku Paket Kimia 1A halaman 125!

Kelemahan Model Atom Niels Bohr :

1. Hanya dapat menerangkan spektrum dari atom atau ion yang mengandung satu elektron dan tidak sesuai dengan spektrum atom atau ion yang berelektron banyak.
2. Tidak mampu menerangkan bahwa atom dapat membentuk molekul melalui ikatan kimia.

5).  Model Atom Modern

Dikembangkan berdasarkan teori mekanika kuantum yang disebut mekanika gelombang; diprakarsai oleh 3 ahli :

a)      Louis Victor de Broglie

Menyatakan bahwa materi mempunyai dualisme sifat yaitu sebagai materi dan sebagai gelombang.

b)      Werner Heisenberg

Mengemukakan prinsip ketidakpastian untuk materi yang bersifat sebagai partikel dan gelombang. Jarak atau letak elektron-elektron yang mengelilingi inti hanya dapat ditentukan dengan kemungkinan – kemungkinan saja.

c)      Erwin Schrodinger (menyempurnakan model Atom Bohr)

Berhasil menyusun persamaan gelombang untuk elektron dengan menggunakan prinsip mekanika gelombang. Elektron-elektron yang mengelilingi inti terdapat di dalam suatu orbital yaitu daerah 3 dimensi di sekitar inti dimana elektron dengan energi tertentu dapat ditemukan dengan kemungkinan terbesar.

Orbit Orbital

Gambar Perbedaan antara orbit dan orbital untuk elektron

• Orbital digambarkan sebagai awan elektron yaitu : bentuk-bentuk ruang dimana suatu elektron kemungkinan ditemukan.
• Semakin rapat awan elektron maka semakin besar kemungkinan elektron ditemukan dan sebaliknya.

PARTIKEL DASAR PENYUSUN ATOM

(Pelajari Buku Paket Kimia 1A halaman 88 sampai 96!)

Partikel	Notasi	Massa		Muatan
		Sesungguhnya	Relatif thd proton	Sesungguhnya	Relatif thd proton
Proton		1,67 x 10-24 g	1 sma	1,6 x 10-19 C	+1
Neutron		1,67 x 10-24 g	1 sma
Elektron		9,11 x 10-28 g	sma	-1,6 x 10-19 C	-1

Catatan : massa partikel dasar dinyatakan dalam satuan massa atom ( sma ).

1 sma = 1,66 x 10-24 gram

NOMOR ATOM

• Menyatakan jumlah proton dalam atom.
• Untuk atom netral, jumlah proton = jumlah elektron (nomor atom juga menyatakan jumlah elektron).
• Diberi simbol huruf Z
• Atom yang melepaskan elektron berubah menjadi ion positif, sebaliknya yang menerima elektron berubah menjadi ion negatif.

Contoh : ₁₉K

Artinya …………..

NOMOR MASSA

v  Menunjukkan jumlah proton dan neutron dalam inti atom.

v  Proton dan neutron sebagai partikel penyusun inti atom disebut Nukleon.

v  Jumlah nukleon dalam atom suatu unsur dinyatakan sebagai Nomor Massa (diberi lambang huruf A), sehingga :

A  =  nomor massa

=  jumlah proton ( p ) + jumlah neutron ( n )

A   =  p + n = Z + n

v  Penulisan atom tunggal dilengkapi dengan nomor atom di sebelah kiri bawah dan nomor massa di sebelah kiri atas dari lambang atom tersebut. Notasi semacam ini disebut dengan Nuklida.

Keterangan :

X = lambang atom             A = nomor massa

Z  = nomor atom                Contoh :

SUSUNAN ION

v  Suatu atom dapat kehilangan/melepaskan elektron atau mendapat/menerima elektron tambahan.

v  Atom yang kehilangan/melepaskan elektron, akan menjadi ion positif (kation).

v  Atom yang mendapat/menerima elektron, akan menjadi ion negatif (anion).

v  Dalam suatu Ion, yang berubah hanyalah jumlah elektron saja, sedangkan jumlah proton dan neutronnya tetap.

Contoh :

Spesi	Proton	Elektron	Neutron
Atom Na	11	11	12
Ion	11	10	12
Ion	11	12	12

Rumus umum untuk menghitung jumlah proton, neutron dan elektron :

1).  Untuk nuklida atom netral :

:    p = Z

e = Z

n = (A-Z)

2).  Untuk nuklida kation :

:    p = Z

e = Z – (+y)

n = (A-Z)

3).  Untuk nuklida anion :

:    p = Z

e = Z – (-y)

n = (A-Z)

ISOTOP, ISOBAR DAN ISOTON

1).  ISOTOP

Adalah atom-atom dari unsur yang sama (mempunyai nomor atom yang sama) tetapi berbeda nomor massanya.

Contoh : ;   ;

2).  ISOBAR

Adalah atom-atom dari unsur yang berbeda (mempunyai nomor atom berbeda) tetapi mempunyai nomor massa yang sama.

Contoh : dengan

3).  ISOTON

Adalah atom-atom dari unsur yang berbeda (mempunyai nomor atom berbeda) tetapi mempunyai jumlah neutron yang sama.

Contoh : dengan

KONFIGURASI ELEKTRON

(Pelajari Buku Paket Kimia 1A halaman 83 sampai 88!)

ü  Persebaran elektron dalam kulit-kulit atomnya disebut konfigurasi.

ü  Kulit atom yang pertama (yang paling dekat dengan inti) diberi lambang K, kulit ke-2 diberi lambang L dst.

ü  Jumlah maksimum elektron pada setiap kulit memenuhi rumus 2n² (n = nomor kulit).

Contoh :

Kulit K (n = 1) maksimum 2 x 1² = 2 elektron

Kulit L (n = 2) maksimum 2 x 2² = 8 elektron

Kulit M (n = 3) maksimum 2 x 3² = 18 elektron

Kulit N (n = 4) maksimum 2 x 4² = 32 elektron

Kulit O (n = 5) maksimum 2 x 5² = 50 elektron

Catatan :

Meskipun kulit O, P dan Q dapat menampung lebih dari 32 elektron, namun kenyataannya kulit-kulit tersebut belum pernah terisi penuh.

Langkah-Langkah Penulisan Konfigurasi Elektron :

1. Kulit-kulit diisi mulai dari kulit K, kemudian L dst.
2. Khusus untuk golongan utama (golongan A) :

Jumlah kulit = nomor periode

Jumlah elektron valensi = nomor golongan

1. Jumlah maksimum elektron pada kulit terluar (elektron valensi) adalah 8.

• Elektron valensi berperan pada pembentukan ikatan antar atom dalam membentuk suatu senyawa.
• Sifat kimia suatu unsur ditentukan juga oleh elektron valensinya. Oleh karena itu, unsur-unsur yang memiliki elektron valensi sama, akan memiliki sifat kimia yang mirip.

Contoh :

Unsur	Nomor Atom	K	L	M	N	O
He	2	2
Li	3	2	1
Ar	18	2	8	8
Ca	20	2	8	8	2
Sr	38	2	8	18	8	2

Perhatikan Tabel 3.3 Buku Paket Kimia 1A halaman 85!

Catatan :

• Konfigurasi elektron untuk unsur-unsur golongan B (golongan transisi) sedikit berbeda dari golongan A (golongan utama).
• Elektron tambahan tidak mengisi kulit terluar, tetapi mengisi kulit ke-2 terluar; sedemikian sehingga kulit ke-2 terluar itu berisi 18 elektron.

Contoh :

Unsur	Nomor Atom	K	L	M	N
Sc	21	2	8	9	2
Ti	22	2	8	10	2
Mn	25	2	8	13	2
Zn	30	2	8	18	2

Soal-Soal Latihan :

Kerjakan Latihan 3.3 dari Buku Paket halaman 88 nomor 1 – nomor 5!

MASSA ATOM RELATIF (Ar)

(Pelajari Buku Paket Kimia 1A halaman 38 sampai 39 dan halaman 100 sampai 103!)

• Adalah perbandingan massa antar atom yang 1 terhadap atom yang lainnya.
• Pada umumnya, unsur terdiri dari beberapa isotop maka pada penetapan massa atom relatif (Ar) digunakan massa rata-rata dari isotop-isotopnya.
• Menurut IUPAC, sebagai pembanding digunakan atom C-12 yaitu  dari massa 1 atom C-12; sehingga dirumuskan :

Ar unsur X  =   ……………………(1)

• Karena : massa 1 atom C-12 = 1 sma ; maka :

Ar unsur X  =   ……………………(2)

MASSA MOLEKUL RELATIF (Mr)

• Adalah perbandingan massa antara suatu molekul dengan suatu standar.
• Besarnya massa molekul relatif (Mr) suatu zat = jumlah massa atom relatif (Ar) dari atom-atom penyusun molekul zat tersebut.
• Khusus untuk senyawa ion digunakan istilah Massa Rumus Relatif (Mr) karena senyawa ion tidak terdiri atas molekul.
• Mr   = S Ar

Contoh :

Diketahui : massa atom relatif (Ar) H = 1; C = 12; N = 14 dan O = 16.

Berapa massa molekul relatif (Mr) dari CO(NH₂)₂

Jawab :

Mr CO(NH₂)₂ = (1 x Ar C) + (1 x Ar O) + (2 x Ar N) + (4 x Ar H)

= (1 x 12) + (1 x 16) + (2 x 14) + (4 x 1)

= 60

1. B. PERKEMBANGAN SISTEM PERIODIK UNSUR

(Pelajari Buku Paket Kimia 1A halaman 72 sampai 82!)

1).  Hukum Triade Dobereiner

• Dikemukakan oleh Johan Wolfgang Dobereiner (Jerman).
• Unsur-unsur dikelompokkan ke dalam kelompok tiga unsur yang disebut Triade.
• Dasarnya : kemiripan sifat fisika dan kimia dari unsur-unsur tersebut.

Jenis Triade :

1. Triade Litium (Li), Natrium (Na) dan Kalium (K)

Unsur	Massa Atom	Wujud
Li	6,94	Padat
Na	22,99	Padat
K	39,10	Padat

Massa Atom Na (Ar Na) =  = 23,02

1. Triade Kalsium (Ca), Stronsium (Sr) dan Barium (Ba)
2. Triade Klor (Cl), Brom (Br) dan Iod (I)

2).  Hukum Oktaf Newlands

v  Dikemukakan oleh John Newlands (Inggris).

v  Unsur-unsur dikelompokkan berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya (Ar).

v  Unsur ke-8 memiliki sifat kimia mirip dengan unsur pertama; unsur ke-9 memiliki sifat yang mirip dengan unsur ke-2 dst.

v  Sifat-sifat unsur yang ditemukan berkala atau periodik setelah 8 unsur disebut Hukum Oktaf.

H	Li	Be	B	C	N	O
F	Na	Mg	Al	Si	P	S
Cl	K	Ca	Cr	Ti	Mn	Fe

Berdasarkan Daftar Oktaf Newlands di atas; unsur H, F dan Cl mempunyai kemiripan sifat.

3).  Sistem Periodik Mendeleev (Sistem Periodik Pendek)

ü  Dua ahli kimia, Lothar Meyer (Jerman) dan Dmitri Ivanovich Mendeleev (Rusia) berdasarkan pada prinsip dari Newlands, melakukan penggolongan unsur.

ü  Lothar Meyer lebih mengutamakan sifat-sifat kimia unsur sedangkan Mendeleev lebih mengutamakan kenaikan massa atom.

ü  Menurut Mendeleev : sifat-sifat unsur adalah fungsi periodik dari massa atom relatifnya. Artinya : jika unsur-unsur disusun menurut kenaikan massa atom relatifnya, maka sifat tertentu akan berulang secara periodik.

ü  Unsur-unsur yang memiliki sifat-sifat serupa ditempatkan pada satu lajur tegak, disebut Golongan.

ü  Sedangkan lajur horizontal, untuk unsur-unsur berdasarkan pada kenaikan massa atom relatifnya dan disebut Periode.

4).  Sistem Periodik Modern (Sistem Periodik Panjang)

• Dikemukakan oleh Henry G Moseley, yang berpendapat bahwa sifat-sifat unsur merupakan fungsi periodik dari nomor atomnya.
• Artinya : sifat dasar suatu unsur ditentukan oleh nomor atomnya bukan oleh massa atom relatifnya (Ar).

1. C. PERIODE DAN GOLONGAN DALAM SPU MODERN

1).  Periode

• Adalah lajur-lajur horizontal pada tabel periodik.
• SPU Modern terdiri atas 7 periode. Tiap-tiap periode menyatakan jumlah/banyaknya kulit atom unsur-unsur yang menempati periode-periode tersebut.

Nomor Periode = Jumlah Kulit Atom

Jadi :

• Unsur-unsur yang memiliki 1 kulit (kulit K saja) terletak pada periode 1 (baris 1), unsur-unsur yang memiliki 2 kulit (kulit K dan L) terletak pada periode ke-2 dst.

Contoh :

₉F        : 2 , 7 periode ke-2

₁₂Mg    : 2 , 8 , 2 periode ke-3

₃₁Ga     : 2 , 8 , 18 , 3 periode ke-4

Catatan :

a)      Periode 1, 2 dan 3 disebut periode pendek karena berisi relatif sedikit unsur.

b)      Periode 4 dan seterusnya disebut periode panjang.

c)      Periode 7 disebut periode belum lengkap karena belum sampai ke golongan VIII A.

d)      Untuk mengetahui nomor periode suatu unsur berdasarkan nomor atomnya, Anda hanya perlu mengetahui nomor atom unsur yang memulai setiap periode.

2).  Golongan

• Sistem periodik terdiri atas 18 kolom vertikal yang terbagi menjadi 8 golongan utama (golongan A) dan 8 golongan transisi (golongan B).
• Unsur-unsur yang mempunyai elektron valensi sama ditempatkan pada golongan yang sama.
• Untuk unsur-unsur golongan A sesuai dengan letaknya dalam sistem periodik :

	Nomor Golongan = Jumlah Elektron Valensi

• Unsur-unsur golongan A mempunyai nama lain yaitu :

1. Golongan IA             = golongan Alkali
2. Golongan IIA      = golongan Alkali Tanah
3. Golongan IIIA    = golongan Boron
4. Golongan IVA    = golongan Karbon
5. Golongan VA     = golongan Nitrogen
6. Golongan VIA    = golongan Oksigen
7. Golongan VIIA   = golongan Halida / Halogen
8. Golongan VIIIA = golongan Gas Mulia

1. D. SIFAT-SIFAT PERIODIK UNSUR

Meliputi :

1).  Jari-Jari Atom

• Adalah jarak dari inti atom sampai ke elektron di kulit terluar.
• Besarnya jari-jari atom dipengaruhi oleh besarnya nomor atom unsur tersebut.
• Semakin besar nomor atom unsur-unsur segolongan, semakin banyak pula jumlah kulit elektronnya, sehingga semakin besar pula jari-jari atomnya.

Jadi : dalam satu golongan (dari atas ke bawah), jari-jari atomnya semakin besar.

• Dalam satu periode (dari kiri ke kanan), nomor atomnya bertambah yang berarti semakin bertambahnya muatan inti, sedangkan jumlah kulit elektronnya tetap. Akibatnya tarikan inti terhadap elektron terluar makin besar pula, sehingga menyebabkan semakin kecilnya jari-jari atom.

Jadi : dalam satu periode (dari kiri ke kanan), jari-jari atomnya semakin kecil.

2).  Energi Ionisasi

ü  Adalah energi minimum yang diperlukan atom netral dalam bentuk gas untuk melepaskan satu elektron membentuk ion bermuatan +1.

ü  Jika atom tersebut melepaskan elektronnya yang ke-2 maka akan diperlukan energi yang lebih besar (disebut energi ionisasi kedua), dst.

EI 1< EI 2 < EI 3 dst

ü  Dalam satu golongan (dari atas ke bawah), EI semakin kecil karena jari-jari atom bertambah sehingga gaya tarik inti terhadap elektron terluar semakin kecil. Akibatnya elektron terluar semakin mudah untuk dilepaskan.

ü  Dalam satu periode (dari kiri ke kanan), EI semakin besar karena jari-jari atom semakin kecil sehingga gaya tarik inti terhadap elektron terluar semakin besar/kuat. Akibatnya elektron terluar semakin sulit untuk dilepaskan.

3). Afinitas Elektron

• Adalah energi yang dilepaskan atau diserap oleh atom netral dalam bentuk gas apabila menerima sebuah elektron untuk membentuk ion negatif.
• Semakin negatif harga afinitas elektron, semakin mudah atom tersebut menerima/menarik elektron dan semakin reaktif pula unsurnya.
• Afinitas elektron bukanlah kebalikan dari energi ionisasi.
• Dalam satu golongan (dari atas ke bawah), harga afinitas elektronnya semakin kecil.
• Dalam satu periode (dari kiri ke kanan), harga afinitas elektronnya semakin besar.
• Unsur golongan utama memiliki afinitas elektron bertanda negatif, kecuali golongan IIA dan VIIIA.
• Afinitas elektron terbesar dimiliki golongan VIIA.

4).  Keelektronegatifan

• Adalah kemampuan suatu unsur untuk menarik elektron dalam molekul suatu senyawa (dalam ikatannya).
• Diukur dengan menggunakan skala Pauling yang besarnya antara 0,7 (keelektronegatifan Cs) sampai 4 (keelektronegatifan F).
• Unsur yang mempunyai harga keelektronegatifan besar, cenderung menerima elektron dan akan membentuk ion negatif.
• Unsur yang mempunyai harga keelektronegatifan kecil, cenderung melepaskan elektron dan akan membentuk ion positif.
• Dalam satu golongan (dari atas ke bawah), harga keelektronegatifan semakin kecil.
• Dalam satu periode (dari kiri ke kanan), harga keelektronegatifan semakin besar.