SISTEM ATOM & PERIODIK UNSUR

Presentasi berjudul: "SISTEM ATOM & PERIODIK UNSUR"— Transcript presentasi:

1 SISTEM ATOM & PERIODIK UNSUR
Nars-KD-3-07

2 Teori Atom Dalton Pada tahun 1808 ilmuan berkebangsaan Inggris, John Dalton, mengemukakan hipotesa tentang atom berdasarkan hukum kekekalan massa (Lavoisier) dan hukum perbandingan tetap (Proust) yang dipublikasikan dalam A New System of Chemical Philosophy. Teori yang diusulkan Dalton: Atom merupakan bagian terkecil dari materi yang sudah tidak dapat dibagi lagi. Atom digambarkan sebagai bola pejal yang sangat kecil, suatu unsur memiliki atom-atom yang identik dan berbeda untuk unsur yang berbeda. Semua atom terdiri dari unsur kimia tertentu mempunyai massa yang sama begitu pula semua sifat lainnya. Reaksi kimia merupakan pemisahan atau penggabungan atau penyusunan kembali dari atom-atom, sehingga atom tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan. Ø Kelebihan : Dapat menerangkan Hukum Kekekalan Massa (Hukum Lavoisier). Dapat Menerangkan Hukum Perbandingan Tetap (Hukum Proust) Ø Kekurangan : Tidak Dapat menerangkan sifat listrik atom Pada kenyataannya atom dapat dibagi lagi menjadi partikel yang lebih kecil yang disebut partikel subatomik.

3 a) Atom berbentuk bola pejal bermuatan listrik yang homogen
Model Atom Thomson Pada tahun 1897 seorang fisikawan Inggris, joseph John Thomson menemukan elektrion, yaitu suatu partikel bermuatan negatif yang lebih ringan daripada atom. Dia memperlihatkan bahwa elektron merupakan partikel subatomik. Dari penemuannya ini J.J Thoson mengemukakan Hipotesis sebagai berikut : “Karena elektron bermuatan negatif, sedangkan atom bermuatan listrik netral, maka haruslah dalam atom ada muatan listrik positif, yang mengimbangi muatan elektron tersebut”. Maka disusunlah suatu model atom yang dikenal dengan model atom roti kismis sebagai berikut : Teori yang diusulkan : a) Atom berbentuk bola pejal bermuatan listrik yang homogen b) Kelebihan : Dapat menerangkan adanya pertikel yang lebih kecil dari atom yang disebut partikel subatomik. Dapat menerangkan sifat listrik atom. Kelemahan : Tidak dapat menerangkan fenomena penghamburan sinar alfa pada lempengan tipis emas. Nars-KD-3-07

4 Model Atom Rutherford Eksperimen yang dilakukan Ernest Rutherford pada tahun 1911 adalah penembakan lempeng tipis dengan partikel alpha. Ternyata partikel itu ada yang diteruskan, dibelokkan atau dipantulkan. Berarti di dalam atom terdapat susunan-susunan partikel bermuatan positif dan negatif. Hipotesa dari Rutherford adalah : “Atom yang tersusun dari inti atom dan elektron yang mengelilinginya. Inti atom bermuatan positif dan massa atom terpusat pada inti atom”. Teori Yang Diusulkan : Atom terdiri dari inti atom bermuatan positif dan hampir seluruh massa akan terpusat pada inti. Elektron beredar mengelilingi inti Jumlah muatan inti sama dengan jumlah muatan elektron, sehingga atom bersifat netral. Sebagian besar ruangan dalam atom merupakan ruangan kosong. Ø Kelebihan : Dapat menerangkan fenomena penghamburan sinar alfa oleh lempeng tipis emas. Mengemukakan keberadaan inti atom Ø Kelemahan: Tidak dapat menjelaskan mengapa elektron tidak jatuh ke dalam inti atom. Berdasarkan teori fisika, gerakan elektron mengitari inti ini disertai pemancaran energi sehingga lama – kelamaan energi elektron akan berkurang dan lintasannya makin lama akan mendekati inti dan jatuh ke dalam inti.

5 Tejadi penyimpangan untuk atom yang lebih besar dari hidrogen.
Model Atom Bohr Pada tahun 1913 Niels Hendrik David Bohr mengemukakan teori atom yang bertitik tolak dari model atom Rutherford dan teori kuantum Planck. Teori yang Diusulkan Atom terdiri dari inti yang bermuatan positif dan dikelilingi oleh elektron yang bermuatan negatif di dalam suatu lintasan. Elektron dapat berpindah dari satu lintasan ke yang lain dengan menyerap atau memancarkan energi sehingga    energi elektron atom itu tidak akan berkurang. Jika berpindah lintasan ke lintasan yang lebih tinggi maka elektron akan menyerap energi. Jika beralih ke lintasan yang lebih rendah maka akan memancarkan energi. Kelebihan : Mengaplikasikan teori kuantum untuk menjawab kesulitan dalam model atom rutherford. Menerangkan dengan jelas garis spektrum pancaran (emisi) atau serapan (absorpsi) dari atom hidrogen. Kelemahan : Tejadi penyimpangan untuk atom yang lebih besar dari hidrogen. Tidak dapat menerangkan efek Zeeman, yaitu spektrum atom yang lebih rumit bila atom ditempatkan pada medan magnet. Nars-KD-3-07

6 Atom Hidrogen Persamaan Schrödinger menghasilkan seperangkat fungsi keadaan yang bergantung pada tiga bilangan kuantum n, l, ml. n,l,ml2 maps out probabilitas lokasi elektron. Fungsi ini ditunjukkan sebagai orbital-orbital. ) z , y x ( 2 1

7 Bilangan Kuantum Atom R E - = RH = 2.1810-18 J Konstanta Rydberg :
Bilangan Kuantum Utama n = 1,2,3,.... Energi orbital hanya bergantung pada n: 2 H m , l n R E - = Konstanta Rydberg : RH = 2.1810-18 J Ukuran orbital bertambah dengan kenaikan n.

8 Bilangan Kuantum Atom Bilangan kuantum Azimuth l = 0,1,2,..., n-1 l menentukan bentuk orbital. Harga l ditandai dengan suatu huruf: l = 0 , 1 , 2 , 3 , 4 ,... s p d f g Bilangan kuantum magnetik ml = -l, -l+1, ... , l-1, l ml menentukan orientasi orbital.

9 Kulit Elektron Suatu kulit elektron adalah sekelompok orbital dengan tingkat energi sama (n sama). Suatu subkulit mengandung orbital-orbital dengan betuk dan energi sama (n dan l sama).

10 Kulit dan subkulit n l m orbital energi 1 1s -RH 2 2s -RH/4 -1,0,1 2p
1s -RH 2 2s -RH/4 -1,0,1 2p 3 3s -RH/9 3p -2,-1,0,1,2 3d

11 Gambaran Orbital Gambaran kerapatan elektron memperlihatkan probabilitas letak elektron.

12 Gambaran Orbital Gambaran kerapatan elektron memperlihatkan probabilitas letak elektron.

13 Gambaran Orbital Diagram kontur adalah suatu permukaan yang melingkari sebagian besar (misal 90%) probabilitas kerapatan. Orbital s sferis: 1s 2s 3s

14 Orbital p Orbital p (l = 1) mempunyai 2 tonjolan yang terletak sepanjang sumbu x, y, atau z . Rather than ml = -1,0,1, orbital ditandai px, py, dan pz.

15 Orbital d dan f Orbital- orbital ini memiliki bentuk rumit, tetapi kerapatan elektron pada inti selalu nol.

16 Spin Elektron ms = -½ Bilangan Kuantum spin
Tahun 1928, ditemukan bahwa elektron memiliki momentum sudut intrinsik, atau spin. Dalam medan magnet, rotasi sumbu hanya memiliki 2 kemungkinan orientasi. Momen Magnet Arah medan magnet S N Bilangan Kuantum spin ms = -½

17 Struktur Elektron Sifat kimia unsur bergantung pada susunan dan energi elektron. Untuk memahami struktur elektron, harus dipahami: Energi Radiasi elektromagnetik Teori Kuantum Atom Hidrogen Atom Poli-elektron

18 Atom Helium He: Z = 2 e E R Z n = - +Z
Ditinjau atom dua-elektron dengan muatan inti Z. e +Z He: Z = 2 Dengan mengabaikan tolakan antar elektron, tiap elektron memiliki energi seperti orbital hidrogen : E R Z n H = - 2

19 Muatan Inti Efektif Kita memperhitungkan tolakan elektron dengan menganggap bahwa elektrons saling elindungi dari muatan inti. Muatan inti bersih yang dialami oleh suatu elektron adalah muatan inti efektif, Zeff. Jika S adalah rerata jumlah elektron terlindung: Zeff = Z - S

20 Energi Elektron Karena terlindung,subkulit yang berbeda memiliki energi yang berbeda, betambah sesuai aturan: s < p < d < f E 4f 5p 4d 4p 5s 3d 4s 3p 3s 2p 2s 2p 1s

21 Penempatan elektron: Larangan Pauli
Berapa banyak elektron dapat terikat, atau menempati suatu orbital? Prinsip Larangan Pauli menyatakan: tidak ada 2 elektron dalam suatu atom dapat memiliki ke-4 bilangan kuantum sama. Helium pada keadaan dasar memiliki 2 elektron dalam orbital 1s, tetapi dengan spin yang berlawanan n l ml ms elektron ½ elektron ½

22 Penempatan elektron: Prinsip Aufbau
Untuk setiap atom netral, jumlah elektron sama dengan nomor atomnya Prinsip Aufbau : untuk menyusun atom dan menggambarkan konfigurasi elektronnya Pengisian dimulai dari orbital dengan tingkat energi terendah ke tertinggi [He] 2s Li: 1s 2s atau Konfigurasi elektron hanya memperlihatkan jumlah elektron yang menempati tiap subkulit Li: 1s2 2s1 or [He] 2s1

23 Contoh Prinsip Aufbau

24 Urutan Pengisian Elektron
Kecenderungan Pengisian elektron

25 Penempatan elektron: Aturan Hund
Aturan Hund: Keadaan energi terendah adalah yang memiliki elektron tak berpasangan yang paling banyak. Karbon: 1s 2s 2p Energi lebih tinggi 1s 2s 2p Energi lebih rendah

26 Konfigurasi Elektron dan Tabel Periodik
Dari konfigurasi elektron suatu atom dapat diperkirakan letak unsur dalam Tabel Periodik. Konfigurasi sesungguhnya harus ditentukan dengan percobaan.

27 Konfigurasi Elektron dan Tabel Periodik
Mencari letak unsur dalam SPU dari konfigurasi elektron Periode sesuai dengan nomor kulit terluar Golongan dapat dilihat dari jumlah serta orbital terakhir yang ditempati elektron Orbital Jumlah elektron Golongan s 1-2 IA -IIA p 1-6 IIIA - VIIIA d 1- 5 IIIB - VIIB 6 - 8 VIIIB f 1 - 14 lantanida atau aktinida

28 Konfigurasi Elektron dan Tabel Periodik
Tuliskan konfigurasi elektron untuk: 13Al: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 [Ne] 3s2 3p1 26Fe: [Ar] 4s2 3d6 [Ar] 4s 3d 50Sn: [Kr] 5s2 4d10 5p2 82Pb+2: [Xe] 6s2 4f14 5d10 92U: [Rn] 7s2 6d1 5f3

29 Konfigurasi Elektron dan Tabel Periodik
Tuliskan konfigurasi elektron untuk: 13Al: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 [Ne] 3s2 3p1 Kulit terluar nomor 3, berarti terletak pada periode 3 Elektron terakhir pada 3p, berarti golongan IIIA 26Fe: [Ar] 4s2 3d6 [Ar] 4s 3d Carilah untuk unsur-unsur lain

30

31 Konfigurasi elektron ion
Pada Ion Positif Ion tunggal yang bermuatan x+ terbentuk dari atom netralnya dengan melepas x elektron. Elektron yang dilepas merupakan elektron kulit terluar contoh : Tulis Konfigurasi elekton dari Al^3+ Al (nomor atom 13) Al : atau Al : 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^1 untuk Al^3+ konfigurasi elektron diatas menjadi Al^3+ : 2 8 atau Al^3+ : 1s^2 2s^2 2p^6 Penjelasan : Ingat ion tunggal yang bermuatan x+ terbentuk dari atom netralnya dengan melepas x elektron.Dalam hal ini Al^3+ melepas 3 elektron dari Al, (mula-mula elektronnya Al berjumlah 13 karena melepas 3 elektron, maka elektron pada Al^3+ menjadi 10)

32 contoh : Tulis Konfigurasi elekton dari S^2-
2. Ion Negatif Ion tunggal bermuatan x- terbentuk dari atom netralnya dengan menyerap x elektron. Elektron yang diserap mengisi orbital dengan tingkat energi terendah yang belum penuh. contoh : Tulis Konfigurasi elekton dari S^2- S (nomor atom 16) S : atau S : 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^4 untuk S^2- konfigurasi elektron diatas menjadi S^2- : > (penulisan di kelas X) atau S^2- : 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 Ingat ion tunggal yang bermuatan x- terbentuk dari atom netralnya dengan menyerap x elektron. Dalam hal ini S^2- menangkap 2 elektron dari S, (mula-mula elektronnya S berjumlah 16 karena menangkap 2 elektron, maka elektron pada S^2- menjadi 18)

33 Elektron valensi Elektron Valensi Elektron valensi ialah jumlah elektron pada kulit terluar suatu atom netral. Cara menentukan elektron valensi adalah dengan menuliskan konfigurasi elektron.

34 Blok s,p,d,f Elemen Blok S dan P Blok s : Golongan IA dan IIA Blok s tergolong logam aktif, kecuali H dan He. H tergolong non logam sedangkan He tergolong gas mulia Blok p : Golongan IIIA sampai dengan VIIIA Blok p tergolong unsure-unsur representative karena di situ terdapat semua jenis unsur,logam,nonlogam dan metaloid. Elemen-elemen pada golongan 1 dari tabel periodik memiliki konfigurasi elektron terluar ns1 (dimana n merupakan nomor antara 2 sampai 7). Seluruh elemen pada golongan 2 memiliki konfigurasi elektron terluar ns2. Elemen-elemen di grup 1 dan 2 dideskripsikan sebagai elemen-elemen blok s. Elemen-elemen dari golongan 3 seterusnya hingga gas mulia memiliki elektron terluar pada orbital p. Oleh karenanya, dideskripsikan dengan elemen-elemen blok p.

35 Elemen blok d Blok d : golongan IIIB sampai dengan IIB Unsur blo d disebut juga unsure transisi, semuanya tergolong logam Perhatikan bahwa orbital 4s memiliki energi lebih rendah dibandingkan dengan orbital 3d sehingga orbital 4s terisi lebih dahulu. Setelah orbital 3d terisi, elektron selanjutnya akan mengisi orbital 4p. Elektron d hampir selalu dideskripsikan sebagai, sebagai contoh, d5 atau d8 - dan bukan ditulis dalam orbital yang terpisah-pisah. Perhatikan bahwa ada 5 orbital d, dan elektron akan menempati orbital sendiri sejauh ia mungkin. Setelah 5 elektron menempati orbital sendiri-sendiri barulah elektron selanjutnya berpasangan.

36 Geometri Molekul Geometri molekul berrkaitan dengan susunan ruang atom-atom dalam molekul. Semakin banyak atom penyusun molekul semakin komplek bentuknya.Geometri molekul dapat ditemukan melalui percobaan. Namun demikian molekul sederhana dapat diramalkan bentuknya melalui pemahaman tentang struktur elektron dalam molekul.

37 Teori Domain Elektron (VSEPR)
Penggambaran bentuk molekul dengan bantuan VSEPR didasari oleh penggambaran struktur Lewis sebagai model 2 dimensi Dalam teori VSEPR atom pusat akan menempatkan secara relatif grup (bisa berupa atom atau pasangan elektron) pada posisi tertentu Prinsip dasarnya: masing-masing grup elektron valensi ditempatkan sejauh mungkin satu sama lain untuk meminimalkan gaya tolakan. Notasi yang dipakai: A = atom pusat, X = atom sekitar yang berikatan dan E = grup elektron valensi yang tidak berikatan (sunyi)

38 Bentuk Dasar Molekul

39 Bentuk Molekul dengan 2 dan 3 Grup Elektron

40 Bentuk Molekul dengan 4 dan 5 Grup Elektron

41 Bentuk Molekul dengan 6 Grup Elektron

42 Teori Hibridisasi Hibridisasi adalah peleburan orbital-orbital daritingkat energi yang berbeda menjadiorbital-orbital yang setingkat. Jumlah orbital hibrida (hasil hibridisasi) sama dengan jumlah orbital yangterlihat pada hibridasi itu. Hibridisasi tidak hanya menyangkut tingkat energi,tetapi juga bentuk orbital gambar Contohnya saja atom karbon membentuk ikatan kovalen dengan atom hidrogen, orbital 2s dan ketiga orbital 2p mengalami hibridisasi membentuk 4 orbital yang setingkat. Orbital hibridanya ditandai dengan sp3 untuk menyatakan asalnya, yaitu 1 orbital s dan 3 orbital p.

43 Tipe Hibridisasi Bentuk orbital hibrida Gambar Orbital asal
S, p sp Linier Segitiga sama sisi S, p, p sp2 tetrahedron sp3 S, p, p, p Bipiramida trigonal S, p, p, p, d sp3d S, p, p, p, d, d oktahedron sp3d2

44 Gaya tarik-menarik antar molekul
GAYA DIPOL-DIPOL Terjadi pada molekul polar dengan molekul polar. Dalam fase cair, pusat muatan positif akan tarik-menarik dengan pusat muatan negatif. Contohnya: alkohol dalam air atau air dalam alkohol. Kedua cairan akan akan bercampur, bila ada daya tarik-menarik antara partikel-partikel yang berbeda. Molekul air dapat berada diantara molekul alkohol dan sebaliknya.

45 Gaya London Dalam molekul nonpolar distribusi molekul merata diantara atm-atom. Suatu saat elektron terkumpul di satu sisi sehingga terjadi pengkuuban, disebut dipol sesaat. Dipol sesaat akan menginduksi molekul disebelahnya sehingga terjadi dipol terimbas. Adanya dipol sesaat dan dipol terimbas ini mengakibatkan terjadinya gaya tarik-menarik yang disebut gaya london.

46 Gaya orientasi Pada molekul polar yang terjadi pengkutuban akan menyebabkan terjadinya dipol + dan dipol -. Gaya tarik-menarik antar molekul tersebut disebabkan dipol + berdekatan dngan dipol-. Gaya terik-menarik inilah yang dinamakan gaya antar dipol.

47 Ikatan hidrogen Ikatan yang terjadi antara atom hidrogen denga atom unsur lain yang memiliki elektronegativitas tinggi ( F, O, dan N) hal ini menyebabkan ikatan hidrogen. Senyawa yang memiliki atom hidrogen akan memiliki titik didih lebih tinggi daripada molekul yang memiliki ikatan van der waals.