STRUKTUR ATOM II (KIMIA ANORGANIK I)

MAKALAH KIMIA ANORGANIK I

STRUKTUR ATOM II

Nama               : Nabella Islamiyati Yuan (1413023042) 

PS                    : Pendidikan Kimia (A)

Mata Kuliah    : Kimia Anorganik I (KKM612201)

Dosen              : Dra. Nina Kadaritna, M.Si

Dr. Noor Fadiawati, M.Si.

M. Mahfudz Fauzi S., S.Pd., M.Sc.

 

                                                                                                        

FAKULTAS KEGURUAN DAN ILMU PENDIDIKAN

PENDIDIKAN MATEMATIKA DAN ILMU PENGETAHUAN ALAM

UNIVERSITAS LAMPUNG

BANDAR LAMPUNG

2015

BAB I

PENDAHULUAN

1.1  Latar Belakang

Atom merupakan suatu satuan dasar materi, yang terdiri atas beberapa struktur. Istilah atom berasal dari Bahasa Yunani (átomos), yang berarti tidak dapat dipotong ataupun sesuatu yang tidak dapat dibagi-bagi lagi. Konsep atom sebagai komponen yang tak dapat dibagi-bagi lagi pertama kali diajukan oleh para filsuf India dan Yunani. Pada abad ke-17 dan ke-18, para kimiawan meletakkan dasar-dasar pemikiran ini dengan menunjukkan  bahwa zat-zat tertentu tidak dapat dibagi-bagi lebih jauh lagi menggunakan metode-metode kimia. Selama akhir abad ke-19 dan awal abad ke-20, para fisikawanberhasil menemukan struktur dan komponen-komponen subatom di dalam atom, membuktikan bahwa 'atom' tidaklah yang tidak dapat dibagi-bagi lagi. Prinsip-prinsip mekanika kuantum yang digunakan para fisikawan kemudian berhasil memodelkan atom.

Pada saat sekarang, pengambaran dari sebuah atom telah semakin sempurna dan lengkap dan semakin banyak partikel-partikel  penyusun atom yang  ditemukan. Sehingga, model atom selalu mengalami perubahan.Oleh karena itu, dalam makalah ini kami mencoba  menguraikan beberapa tentang atom, teori dua sampai munculnya teori mekanika gelombang.

1.2   Rumusan Masalah

 Rumusan masalah yang menjadi bahasan yang diuraikan dalam makalah ini adalah :

      1.      Bagaimana sejarah munculnya teori dualisme cahaya dan persamaan Max Planck?

     2.      Bagaimana kaitan hipotesis de Broglie, prinsip Heisenberg, dan fungsi gelombang Schrodinger dengan bilangan kuantum?

      3.      Bagaimana mengetahui bilangan kuantum sebagai identitas elektron?

      4.      Bagaimana cara menggambarkan orbital berdasarkan teori mekanika gelombang?

      5.      Bagaimana cara menghafal urutan pengisian elektron?

1.3   Tujuan

      1.      Menjelaskan Teori mekanika kuantum.

      2.      Menjelaskan kaitan hipotesis de Broglie, prinsip Heisenberg, dan fungsi gelombang Schrodinger dengan bilangan kuantum.

      3.      Menggambarkan orbital berdasarkan teori mekanika gelombang.

      4.      Menjelaskan tentang Spin Elektron, Prinsip Ekslusi, Konfigurasi Elektron.

      5.      Mengetahui bentuk-bentuk diagram mnemonic.

 

BAB II

PEMBAHASAN

     2.1  Teori Atom Mekanika Gelombang

    Model atom Bohr tidak dapat menjelaskan pengamatan-pengamatan yang dilakukan pada atom yang lebih kompleks, sehingga dikembangkanlah satu model struktur atom yang lebih rumit dengan penalaran matematika tinggi yaitu model mekanika kuantum. Teori Bohr memberikan perumusan untuk memperoleh tingkat energi diskrit untuk atom atau ion tingkat satu, tetapi tidak dapat menjelaskan asal mula kuantisasi energi.Penjelasan mendasar dikembangkan pada tahun 1927 oleh Schrodinger melalui suatu analogi dengan teori vibrasi (gerakan gelombang), yang dibentuk kuantisasinya sudah dikenal baik. Satu langkah kunci ialah pengakuan oleh De Broglie bahwa dualisme gelombang partikel yang diperkenalkan oleh Einstein untuk mendeskripsikan foton, sama dengan sifat partikel material seperti elektron. 

      2.2  Gelombang De Broglie

Berkaitan radiasi elektromagnet Max Planck pada tahun 1900 mengemukakan bahwa radiasi elektromagnet bersifat diskrit, dalam bentuk paket-paket kecil atau partikel yang disebut kuantum.

Newton mengajukan bahwa cahaya terdiri dari aliran partikel yang berenergi. (Dapat menerangkan efek fotolistrik, tetapi tidak dapat menerangkan difraksi dan interferensi cahaya). Teori lain dikemukakan oleh Huygens yang menyatakan bahwa cahaya merupakan gerak gelombang. (Dapat menerangkan difraksi dan interferensi cahaya, tetapi tidak dapat menerangkan efek fotolistrik). Untuk memilih satu dari kedua teori itu diperlukan pengukuran yang akurat dari kecepatan cahaya dalam ruang hampa dan dalam bermacam-macam medium. Berdasarkan teori Newton, cahaya akan bergerak lebih cepat dalam medium yang lebih rapat, sedangkan menurut Huygens kecepatan akan lebih lambat.Pengukuran kecepatan cahaya yang akurat membuktikan bahwa memang kecepatan cahaya berkurang dalam media yang lebih rapat. Cahaya sebagai gelombang tidak dapat menjelaskan fenomena tersebut. Cahaya diasumsikan sebagai gelombang dan sebagai partikel. Cahaya dipancarkan dalam bentuk paket-paket kecil atau partikel disebut kuantum.

Dan bersamaan dengan ini pula diterima bahwa materi dan energi adalah dua sifat alam yang berbeda nyata dan diatur oleh hukum-hukum yang berbeda pula. Pada tahun 1905 Einstein menggunakan hipotesis kuantum Planck untuk menjelaskan efek fotolistrik bahwa gelombang cahaya dengan frekuensi ѵ terdiri atas kuanta-kuanta energi atau foton.

E = nhѵ           h (konstanta Planck)= 6,626 x 10^-34 J Hz-1

                        n = 0,1,2,....

                        E = gelombang elektro

Gambar gelombang elektro(E) dan magnet(M)

 

Pada tahun 1924, ahli fisika Perancis Louis de Broglie, mengeluarkan pernyataan yang mengejutkan berkenaan dengan sifat cahaya dan materi: “Tidak hanya cahaya yang memperlihatkan sifat-sifat partikel, tetapi partikel-partikel kecilpun pada saat tertentu dapat memperlihatkan sifat-sifat gelombang”.

Usulan De Broglie dibuktikan pada tahun 1924, melalui percobaan yang akhirnya mengarah pada pengembangan mikroskop elektron. Pemberian De Broglie mengenai gelombang materi (partikel) dijelaskan secara matematik. Khususnya partikel-partikel kecil seperti elektron dan inti, yang berjalan dengan laju v, dipostulatkan mempunyai sifat gelombang terasosiasikan hingga panjang gelombang (λ) dihubungkan dengan massa (m) dan tetapan planck            

λ = h/mv                                λ = h/p

ket:

        Panjang gelombang (λ) = meter (m)

        Massa (m) = Kg

        Kecepatan (v) =

        Konstanta Planck (h) = 6,626 x 10^-34 Kg m² s^-2

De Broglie menunjukkan dengan teori relativitas bahwa hubungan yang tepat sama terdapat diantara panjang gelombang dan momentum suatu foton. Dengan demikian De Broglie mengajukan suatu generalisasi dimana setiap partikel yang bergerak dengan momentum linear p memiliki sifat seperti gelombang λ = yang terasosiasi dengan partikel tersebut.

Fakta yang mendukung teori ini adalah petir dan kilat. Kilat akan lebih dulu terjadi daripada petir. Kilat menunjukan sifat gelombang berbentuk cahaya, sedangkan petir menunjukan sifat partikel berbentuk suara.

   2.3 Prinsip Ketakpastian Heisenberg

       Dalam fisika klasik, partikel memiliki posisi dan momenta yang jelas dan mengikuti lintasan yang pasti. Menurut heisenberg kita tidak mungkin mengukur secara tepat baik Kedudukan atau Momen dari Partikel yang Bergerak. Prinsip prinsip ketidakpastian dari partikel yang bergerak (uncertainty principle) yang dinyatakan oleh Werner Heisenberg pada tahun 1925. 

 

Δp = ketidakpastian momentum

Δq = ketidakpastian kedudukan

ħ = h/2π

                 2.4  Persamaan Schrodinger

Kajian De broglie memberikan sifat seperti gelombang untuk elektron-elektron di dalam atom, dan prinsip ketakpastian memperlihatkan bahwa lintasan elektron secara terperinci tak dapat ditentukan. Dengan demikian, kita harus menanganinya dari segi probabilitas elektron yang memiliki posisi dan momenta tertentu.

Gagasan ini digabungkan dalam persamaan dasar mekanika kuantum, yaitu persamaan Schrodinger yang ditemukan  oleh fisikiawan Austria Erwin Schrodinger pada tahun 1925. Schrodinger merupakan seorang pakar yang dihormati dalam hal teori vibrasi dan kuantisasi gelombang tegak yang berkaitan. Schrodinger menyatakan “bahwa elektron dalam atom dapat diperlakukan sebagai gelombang materi, gerakannya dapat disamakan dengan gerakan gelombang”.Dan harus dideskripsikan dengan fungsi gelombang yang memiliki satu nilai pada setiap posisi di dalam ruang.

Nilai fungsi gelombang dalam pada setiap posisi mendeskripsikan misalnya, tinggi gelombang air atau amplitudo gelombang elektromagnetik klasik. Fungsi gelombang ini dilambangkan dengan huruf Yunani ψ(psi) dan ψ (x, y, z) ialah “tinggi” gelombang itu pada titik didalam ruang yang didefinisikan oleh satu set koordinat Cartesius (x, y, z). Solusi bergantung waktu dari persamaan ini yang disebut keadaan stasioner hanya terjadi untuk nilai diskret tertentu dari energi yang diskret dan dengan demikian kuantisasi energi merupakan konsekuensi logis dari persamaan schrodinger.

Suatu fungsi gelombang seperti halnya gelombang elektromagnetik dapat bernilai positif  didaerah tertentu disebut memiliki fasa positif didaerah-daerah tersebut. Dan nilai negatif didaerah lain disebut fasa negatif. Titik-titik pada saat fungsi gelombang melewati posisi 0 dan berubah tanda disebut simpul, sama halnya seperti model senar gitar untuk gelombang tegak. Solusi untuk persamaan schrodinger memungkinkan untuk lebih dari satu nilai energi. Solusi yang berkaitan dengan energi terendah disebut keadaan dasar dan solusi untuk energi yang lebih tinggi dinamakan keadaan tereksitasi. Dengan menggunakan notasi bra-ket Dirac, definisi persamaan Schrödinger adalah:

 

 

 Bentuk ini lebih sering digunakan karena energi dan medan potensial sistem fisika umumnya hanya bergantung pada posisi. Perhitungan- perhitungan yang didasarkan pada persamaan Schrodinger untuk menentukan posisi dan energi elektron dalam atom adalah sukar dan berkepanjangan.

Perhitungan yang telah dilakukan hanya memuaskan untuk atom hidrogen dan ion-ion satu elektron. Untuk atom dengan nomor atom besar yakni dengan banyak proton dan elektron antaraksi elektrostatika antara elektron satu dengan yang lain serta dengan inti atom menyebabkan pemecahan persamaan itu menjadi lebih sukar.

Setelah sejumlah aproksimasi yang masuk akal dimasukkan kedalam perhitungan, hasilnya menunjukkan bahwa elektron-elektron dalam atom kompleks menghuni posisi-posisi yang serupa dengan yang dihuni oleh sebuah elektron dalam sebuah atom hidrogen. Oleh karena itu, gagasan yang berlaku untuk hidrogen digunakan juga untuk memberikan elektron dalam semua atom.

                  2.5  Bilangan Kuantum

Pada teori atom mekanika kuantum, untuk menggambarkan posisi elektron digunakan bilangan-bilangan kuantum. Daerah kebolehjadian terbesar  ditemukannya electron. Orbital memiliki bentuk yang berbeda-beda. Untuk memahami bilangan kuantum dan bentuk-bentuk orbital perhatikan uraian berikut:

a.       Bilangan kuantum utama (n)

Adalah bilangan kuantum yang menyatakan tingkat energi orbital atom. Orbital-orbital dengan nilai bilangan kuantum yang sama berada pada tingkat energy yang sama.Bilangan kuantum ini hanya mempunyai nilai positif dan bilangan bulat bukan nol, n = 1,2,3,4,....

Tingkat Energi	Jumlah elektron max (2n)2
(n=1)	2(1)2 = 2
(n=2)	2(2)2 = 8
(n=3)	2(3)2 = 18
(n=4)	2(4)2 = 32

b.      Bilangan kuantum azimut (l)

Adalah bilangan kuantum yang menyatakan subtingkat energi dimana elektron beredar. Bilangan ini tidak pernah negatif dan tidak lebih besar dari n-1 (n adalah bilangan kuantum utama).

Nilai l = 0 sampai dengan (n-1)

Untuk n = 1   nilai l = 0

Untuk n = 2   nilai l = 0 dan 1

Untuk n = 3   nilai l = 0, 1 dan 2, dan seterusnya.

Bilangan kuantum azimuth juga menyatakan bentuk orbital. Adapun bentuk orbitalnya dinyatakan dengan huruf s, p, d, dan f, masing-masing untuk nilai l = 0,1,2,3,4 dan seterusnya.

Orbital dengan nilai l = 0 disebut orbital s,

Orbital dengan nilai l = 1 disebut orbital p,

Orbital dengan nilai l = 2 disebut orbital d,

Orbital dengan nilai l = 3 disebut orbital f,

Orbital dengan nilai l = 4 disebut orbital f, dan seterusnya

c.       Bilangan kuantum magnetik (m)

Bilangan kuantum magnetik menyatakan orientasi orbital orbital dalam ruang. Bilangan kuantum magnetic dapat mempunyai nilai semua bilangan bulat mulai dari –l  sampai dengan +l, termasauk nol.

Nilai m = -l, 0 dan +l

Untuk l = 0,  nilai m =0

Untuk l = 1,  nilai m = -1, 0 dan +1

Untuk l = 2,  nilai m = -2, -1, 0, +1 dan +2 dan seterusnya.

Banyaknya nilai m yang diperbolehkan untuk suatu sub tingkat energi menentukan jumlah orbital dalam subkulit itu, dimana setiap nilai m menyatakan satu orbital.

Subtingkat energi s ( l = 0), ada nilai m, yaitu m=0, berarti subtingkat energi  s terdiri dari 1 orbital.

Subtingkat energi p ( l = 1), ada 3 nilai m, yaitu m= -1, 0, dan +1, berarti subtingkat energi  p terdiri dari 3 orbital.

Subtingkat energi d ( l = 2), ada 5 nilai m, yaitu m=-2, -1, 0, +1, dan +2, berarti subtingkat energi  d terdiri dari 5 orbital.

Subtingkat energi f ( l = 3 ), ada 7 nilai m, yaitu m=-3, -2, -1, 0, +1, +2, dan +3, berarti subtingkat energi t  d terdiri dari 7 orbital.

Orbital	Nilai (m)	Orbital	Elektron maksimum
s	0	1	1
p	-1,0,+1	3	6
d	-2,-1, 0, +1, +2	5	10
f	-3, -2,-1, 0 +1, +2, +3	7	14

d.      Bilangan kuantum spin

Saat model atom mekanika kuantum pertama kali di umumkan, bilangan kuantum tidak mengikutsertakan bilangan kuantum spin. Dimasukkannya bilangan kuantum spin berawal dari percobaan Stern- Gerlach. Logam perak (Ag) di uapkan dalam oven, lalu di tembakkan dengan batuan cahaya ke medan magnet melewati suatu celah. Ternyata, cahaya tersebut terpecah menjadi 2 bagian. Hal ini menunjukkan bahwa elektron dalam atom mempunyai sifat seperti magnet, yaitu mempunyai 2 kutub. Arah rotasi elektron akhrinya di nyatakan dalam bilangan kuantum spin. Kedua nilai s tersebut berkaitan dengan arah rotasi yang searah atau berlawanan dengan arah jarum jam. Untuk tiap subkulit hanya boleh terdapat 2 elektron, satu elektron dengan spin + dan yang lainnya dengan spin - .

 

                

                  2.6  Orbital atom dalam mekanika gelombang

            Berdasarkan penjelasan tentang bilangan kuantum di atas, terdapat berbagai jenis orbital yang disebut s, p, d, f (secara abjad diikuti oleh g, h, dan seterusnya), yang mempunyai nilai l berturut-turut 0,1,2,3, dan seterusnya. Bagi setiap nilai n terdapat satu orbital s. Bagi setiap nilai n dimulai dari 2 terdapat satu set tiga orbital p, begitu seterusnya.

Dari sudut pandang kimiawan bentuk orbital-orbital ini sangatlah penting melukiskan dengan diagram bentuk orbital-orbital tersebut. Pada setiap kasus dilukiskan suatu kontur yang mencakup fraksi tertentu dari rapatan elektron total. Setiap cuping membawa tanda aljabar, yaitu tanda dari fungsi gelombag Ψ, dalam daerah ruang tersebut. Perlu diingat bahwa rapatan elektron itu sendiri, ysng selalu positif, dinyatakan oleh Ψ². Menurut rumus berikut:

 

Di dapatkan hasil fungsi gelombang hidrogenik radial sebagai berikut:

 

                    a.       Orbital s

            Setiap orbital s adalah simetri bulat. Orbital 1s dimana-mana bertanda positif. Mulai dari 2s, terdapat daerah positif dan negatif secara bergantian. Hal ini tampak jelas pada gambar di bawah ini, yang memperlihatkan bagaimana amplitudo beragam menurut r bagi orbital-orbital 1s,2s, dan 3s. Amati bahwa distribusi rapatan radial, konsentrasi rapatan elektron paling besar terletak pada jarak yang makin jauh dari inti, bila n makin besar. Jenis orbital lain (p,d,.... dan seterusnya) memiliki faktor radial eksponensional yang sederhana, selanjutnya mempunyai daerah dalam yang positif dan daerah luar yang nrgatif, begitu seterusnya. Permukaan bulat di mana terjadi perubahan tanda Ψ (tentu saja Ψ² = 0) disebut simpul radial

 

  

                     b.      Orbital p

            Setiap orbital p terdiri atas cuping positif sepanjangn sumbu positif cartesius, dan cuping negatif sepanjang sumbu negatifnya. Terdapat tiga orbital pada setiap set, satu panjang sumbu x, p_x, satu sepanjang y, p_y, dan satu sepanjang sumbu z, p_z. Orbital-orbital 2p tidak memiliki simpul radial, tetapi mulai dari 3p terdapat lagi simpul-simpul radial.

 

                  

                       c.       Orbital d

            Setiap set orbital d terdiri atas lima anggota. Banyak cara yang sama benarnya untuk menyatakannya, tetapi set khusus yang tertera pada gambar di bawah ini adalah yang konvensional. Berikut ini adalah hal-hal yang penting :

      1.      Orbital d_z²simetris di sekeliling sumbu z.

    2.      Orbital-orbital d_xy,d_yz, dan d_zx sangat mirip kecuali bahwa mereka mempunyai amplitudo maksimum berturut-turut pada bidang xy,yz, dan zx.

     3.      Orbital d_x²-_y² mempunyai bentuk tepat sama dengan orbital d_xy, tatpi diputar sebesar 45^o pada sumbu z sedemikian, sehingga cupingnya terarah sepanjang sumbu x dan y.

             

              

                    d.      Orbital f

            Bagi setiap bilangan kuantum utama mulai dengan 4 terdapat set orbital f. Orbital 4f hanya sedikit berperan dalam ikatan kimia, walaupun tidak diragukan bahwa orbital 5f cukup ekstensif digunakan dalam berbagai senyawaan yang dibentuk oleh unsur-unsur aktinida. Namun keperluan untuk tinjauan secara terinci mengenai bentuk orbital f tidak cukup untuk memutuskan memasukkannya di sini.

Berkenaan dengan atom hidrogen, urutan menaiknya energi dari orbital-orbital tersebut penting. Seperti telah diamati, energi telah dinyatakan dengan pendekatan yag baik oleh persamaan  jadi diperoleh pola seperti tampak pada gambar di bawah ini. Tidak ada perbedaan yang bermakna dari energi-energi orbital-orbital dengan n tertentu, walaupun mereka berbeda dalam nilai-nilai l dan m_l dalam atom hidrogen. Namun akan segera tampak bahwa pola sederhana tersebut berubah pada atom-atom dengan banyak elektron.

                                           

(Gambar 5.1)

                    2.7  Spin Elektron, Prinsip Ekslusi, Konfigurasi Elektron

            Setiap elektron mempunyai sifat yang disebut spin, yang dapat dibayangkan bahwa elektron sebagai partikel diskert yang berputar seperti gangsing pada sumbu yang melewatinya. Terdapat 2 akibat penting dari spin elektron. Salah satu ialah bahwa harus dirinci oleh bilangan kuantum tambahan, m_s. Ini mempunyai nilai + ½ atau – ½ , bergantung pada arah spin apakah searah atau berlawanan dengan jarum jam. Akinat lain ialah bahwa rotasi seaeah elektrik mengelilingi sumbu menimbulkan momen dipol magnetik, yang terarah ke atas atau ke bawah bergantung kepada arah spin. Hal ini menjurus kepada sifat magnetik yang penting dari zat dengan lebih banyak spin yang searah daripada yang berlainan arah. Yang penting adalah bahwa bilangan kuantum spin + ½ atau – ½ memegang peranan penting dalam cara elektron-elektron menempati orbital, apabila terdapat dua atau lebih elektron.

Prinsip eksklusi, bila suatu elektron diperuntukkan bagi suatu orbital elektron, elektron tersebut dapat sepenuhnya diterangkan dengan daftaran empat bilangan kuantumnya.

      1.      Bilangan kuantum utama dari orbital n

      2.      Bilangan kuantum l dari orbital, yang menjelaskan apakah itu orbitak s, p, d, f dan seterusnya

     3.      Nilai ml dari orbital, yang setara dengan pernyataan indeksnya seperti x, y, atau z bagi orbital-orbital p, dan z², xy,yz,x²-y² bagi orbital d.

      4.      Bilangan kuantum spin ± ½ bagi elektron itu sendiri.

Aturan dasar yang harus diikuti pada penempatan dua atau lebih elektron pada orbital-orbital suatu atom ialah prinsip eksklusi.

Dua elektron dalam suatu atom tidak dapat memiliki set bilangan kuantum yang identik.

                     2.8   Struktur Atom dengan Banyak Elektron

             Sekarang dapat diperhatikan pertanyaan cara konfigurasi elektron menyusun keadaan dasar atom bagi setiap unsur. Hal ini ditentukan secara sistematis dengan membangun konfigurasi menurut naiknya nomor atom. Pada pengerjaannya prinsip eksklusi perlu diamati (tidak lebih dari 2 elektron setiap orbital) dan setiap tambahan elektron harus diperuntukkan bagi orbital energi terendah yang belum terisi. Keadaan dasar hidrogen adalah 1s¹. Bagi helium, elektron lain dapat ditempatkan pada orbital yang sama, memberikan satu 1s². Kulit utama yang pertama (n = 1) sekarang terisi penuh. Unsur berikutnya, lithium, mempunyai elektron ketiga yang diperuntukkan bagi orbital terendah berikutnya, 2s, dan konfigurasinya adalah 1s² 2s¹.

Sekarang dijumpai pertama-tama suatu fakta penting, yaitu bahwa orbital-orbital dalam bilangan kuantum utama sama, tidak memiliki energi sama pada atom berelektron banyak, walaupun dengan demikian halnya pada atom hidrogen. Akan dipelajari alasannya secara rinci bagi kasus orbital-orbital 2s dan 2p. Alasan dasar bagi terjadinya pemisahan berbagai jenis orbital dengan n sama (misal 3s dari 3p dan 3d) selalu sama, dan hal tersebut dipahami bagi kasus tertentu, untuk kasus lain pada dasarnya itu dipahami juga.

Gambar di atas ini memperlihatkan fungsi distribusi 4π r²Ψ² bagi orbital-orbital 1s, 2s, dan 2p. Kedua orbital 2s dan 2p menembus orbital 1s itu berarti bahwa fraksi yang cukup besar dari rapatan elektron-elektron 2s maupun 2p terletak disebelah dalam rapatan elektron dari elektron-elektron 1s. Bila dihitung secara cermat, maka orbital 2s lebih menembus daripada orbital 2p. Jadi rapatan elektron suatu elektron 2s agak kurang terperisai dari muatan inti, daripada rapatan elektron suatu elektron 2p. Karena itu orbital 2s lebih stabil dari 2p. Apabila orbital 1s telah di tempati bagi helium dan lithium, perbedaan energi adalah

Perbedaan energi

He 1s²2s^{1                                              102 kJ mol-1}

   1s2p

Li 1s²2p^{1                                               178 kJ mol-1}

    1s²2p¹

Perbedaan sekitar 200kj mol-1 tetap mempunyai akibat, yaitu lithium melintasi sekalian unsur lainnya. Lihat gambar 5.1.

Sesudah Li dengan 1s2 2s1, harus ditambahkan elektron lain bagi Be, dan ini juga memasuki orbital 2s memberikan konfigurasi 1s2 2s2. Set orbital stabil berikutnya adalah orbital-orbital 2p. Terdapat 3 orbital semacam itu, masing-masing mampu menampung 2 elektron, seluruhnya menjadi 6 elektron. Jadi, sepanjang 6 unsur berikutnya tingkat-tingkat 2p diisi secara berurutan:

            B                                             C                                             N

    1s²2s²2p¹                                 1s²2s²2p²                             1s²2s²2p³

            O                                             F                                              Ne

1s²2s²2p⁴                                     1s²2s²2p⁵                             1s²2s²2p⁶

Pada neon kulit utama kedua (n=2) telah penuh.

Langkah berikutnya ialah penempatan elektron pada kulit utama ketiga, dan menelusuri delapan unsur berikutny orbital 3s, lalu orbital 3p diisi penuh apabila sudah mencapai gas mulia, argon. Begitu juga dengan 2s dan 2p, sekali kulit yang lebih dalam terisi penuh, orbital-orbital 3s dan 3p memiliki energi yang berbeda, dan orbital 3s lebih stabil.

Setelah orbital 3s dan 3p terisi penuh, elektron-elektron berikutnya masuk ke orbital 4s. Alasannya dapat dilihat pada gambar 5.1. Setelah 18 elektron ditambahkan, energi-energi orbital 4s dan 4p turun dengan pesat, karena mereka menembus teras tersebut secara lebih luas. Orbital 3d relatif konstan energinya, karena mereka menmebus teras tersebut secara lebih luas. Hasilnya ialah bila argon telah tercapai, orbital 4s menjadi lebih stabil daripada 3d. Dengan sendirinya elektron berikut memasuki orbital 4s. Situasi ini tetap berlanjut, dan elektron berikutnya juga memasuki orbital 4s. Jadi konfigurasi K dan ca diperoleh sebgai berikut

                                    K : [Ar] 4s¹

                                    Ca: [Ar]4s²

Dimana lambang [Ar] menyatakan konfigurasi argon yang sempurna 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶.

Orbital 3d menembus orital 4s, olek karena itu K dan Ca turun dengan pesat, sehingga kestabilannya seperti orbital 4s, dan lebih stabil daripadaorbital 4p. Dengan demikian 10 elektron berikutnya masuk kedalam orbital 3d, pada deret unsur sc, Ti,V, Cr, Mn, fe, Co, Ni, Cu, dan Zn. Selanjutnya orbital 4p diisi, yaitu sepanjang ga, Ge, As, Se, Br, sampai gas mulia berikutnya, Kr.

Seperti yang terlihat pada gambar, terjadinya pengulangan pola yang analog dengan penambahan dalam orbital-orbital 5s, lalu 4d, kemudian 5p sampai gas mulia Xe tercapai.

Pada Xe orbital-orbital yang berikutnya tersedia adalah 6s. Orbital-orbital 4f dan 5d haya sedikit menembus, dan sangat terlindung dari muatam inti oleh elektron-elrktron dengan konfigurasi xe, sehingga energinya tetap tinggi. Namun, setelah kedua elektron 6s ditambahkan, orbital-orbital 4f dan 5d keduanya merosot sekali energinya, dan bahkan menyebabkan orbital 4f lebih stabil daripada orbital 5d. Akibatnya bagi beberapa unsur baru berikutnya konfigurasi adalah [Xe]6s²5d, [Xe]6s²4f², dan seterusnya, sampai orbital-orbital 4f terisi penuh. Selanjutnya orbital-orbital 5d mendapatkan elektron berikutnya sampai terisi penuh, dan akhirnya elektron-elektron 6p ditambahkan. Hal ini sampai mencapai atom gas mulia yang paling berat, Rn.

Urutan pengisian orbital setelah Rn menjadi rumit. Seperti sebelumnya, orbital s berikutnya, yakni 7s dipenuhi, tetapi kemudian orbital-orbital 6d dan 7f energinya saling mendekati dan penambahan elektron dikendalikan oleh gara antarelektron. Tidaklah penting untuk menaruh perhatian terhadap susuna yang tepat dari 7fⁿ6d^m, karena pada setiap kasus, dua atau lebih konfigurasi yang berbeda n dan m, karena pada setiap kasus, dua atau lebih konfigurasi yang berbeda n dan m nya hanya sedikit berbeda energinya, hingga susunan yang tepat dalam atom netral hanya sedikit saja kaitannya dengan sifat-sifat unsur.

2.9     Diagram Mnemonic

Diagram mnemonic

 

 Diagram mnemonic pohon natal

     

     Diagram mnemonic pao fang yi

    

 

BAB III

PENUTUP

             3.1  Kesimpulan

       Dengan metode fisika klasik dapat diambil kesimpulan mengenai sisfat elektron dalam atom.dari hukum elektrostatistika dinyatakan , bahwa misalnya elektron bermuatan negatif tidak tinggal diam , kalau tidak ia akan tertarik kearah inti yang bermuatan positif.Lebih jauh lagi,gerakan elektron disekeliling inti adalah syarat yang diperlukan untuk menerangkan pancaran cahaya.pada tahun 1913 Neils Bohr mengusulkan bahwa elektron dapat berputar mengelilingi proton pada orbit dengan jari – jari tertentu , sedangkan fisika klasik menyatakan hal itu tidaklah mungkin ; diyakini bahwa elektron akan terpilin kedalam , sambil meradiasi energi dan akhirnya jatuh ke inti.Teori tentang atom hidrogen melibatkan gabungan yang menarik antara teoori klasik dan teori kuantum.

      3.2 Saran

      Kami menyarankan untuk semua mahasiswa dapat menguasai materi struktur atom, agar tidak mengalami kesulitan dalam memahami materi yang selanjutnya.

DAFTAR PUSTAKA

Chang, Raymod.2003.Kimia DasarJilid 1(konsep konsep inti).Jakarta:Erlangga

F. Albert, Cotton dan Geoffrey Wilkinson.1976.Kimia Anorganik Dasar.Jakarta: Universitas Indonesia

Atkins,P.W.1990.Kimia FisikaJilid 1.Jakarta:Erlangga

Gillis. H . P ,Nachtrieb dan David Oxtoby.1986.Kimia Modern Jilid 2.Jakarta:Erlangga