KATA PENGANTAR
Puji dan Syukur kami panjatkan ke Hadirat Tuhan Yang Maha Esa,karena berkat limpahan Rahmat dan Karunia-Nya sehingga kami dapat menyusun makalah ini dengan baik dan benar.serta tepat pada waktunya.dalam Makalah ini kami akan membahas tentang ‘’ STRUKTUR ATOM AT OM DAN SISTIM PERIODIK ‘’ Makalah ini telah dibuat dengan berbagai observasi dan beberapa bantuan dari berbagai pihak untuk membantu menyelesaikan menyelesaikan tantangan dan hambatan selama mengerjakan makalah ini.Oleh karena itu,kami mengucapkan Terima kasih yang sebesar- besarnya kepada semua pihak yang telah membantuh dalam penyusunan penyusunan makalah ini. Kami menyadari bahwa masih banyak kekurangan yang mendasar dalam makalah ini.oleh karena itu kami mengundang pembaca untuk memberikan saran dan kritik yang dapat membantu kami.kritik konstruktif dari pembaca sangat kami harapkan untuk penyempurnaan makalah selanjutnya.Akhir kata semoga Makalah ini dapat memberikan manfaat bagi kita semua.
1|Page
DAFTAR ISI KATA PENGANTAR...................................................................................................1 DAFTAR ISI.................................................................................................................. 2 BAB I PENDAHULUAN.............................................................................................. 3 A. LATAR BELAKANG.......................................................................................3 B. RUMUSAN MASALAH .................................................................................. 3 C. TUJUAN ........................................................................................................... 3 BAB II PEMBAHASAN .............................................................................................. 4 A. STRUKTUR ATOM ........................................................................................ 4 B. SISTEM PERIODIK UNSUR ........................................................................ 9 BAB III PENUTUP .................................................................................................... 10 A. KESIMPULAN .............................................................................................. 10 B. DAFTAR PUSTAKA ..................................................................................... 11
2|Page
BAB I PENDAHULUAN A. LATAR BELAKANG MAKALAH STRUKTUR ATOM DAN SISTEM PERIODIK .Sejalan dengan perkembangan ilmu pengetahuan dan tekhnologi, manusia tidak terlepas dari berbagai bentuk masalah dalam kehidupan ,olehnya para ilmuan selalu mengkaji persoalan yang terjadi baik dalam lingkungan maupun alam secara keseluruhan. Dengan hal tersebut sejarah perkembangan yang diangkat lewat latar belakang ini adalah sejarah perkembangan system periodik unsur mulai dari pengelompokkan unsur – unsur yang sederhana hingga pengelompokkan yang secara modern. Sistem priodik merupakan suatu cara untuk mengelompokkan unsur-unsur berdasarkan sifatnya. Pengelompokkan unsur mengalami sejarah perkembangan, sifat logam, non logam, hukum-hukum, golongan, peride, dan sifatsifat unsur dalam system periodik modern.
B. RUMUSAN MASALAH
Berdasarkan pembahasan tersebut di atas maka penyususn dapat merumuskan beberapa hal yang menjadi masalah sebagai berikut : 1. menjelaskan pengertian stuktur atom 2. Menjelaskan sistem periodik unsur 3. pengelompokan unsur-unsur berdasarkan hukum-hukum
C. TUJUAN
Tujuan penyusunan makalah ini adalah : 1. Untuk memperoleh gambaran tentang pandangan konsep kimia yang khususnya menyangkut sistem periodik Unsur. 2. Untuk memperkaya khasanah ilmu pengetahuan khususnya ilmu kimia terutama yang berkaitan dengan system periodik Unsur. 3. Agar mampu menjelaskan dan memahami tentang sistem periodik unsur
3|Page
BAB II PEMBAHASAN
A. STRUKTUR ATOM Teori Kuantum Max Planck ax Planck , ahli fisika dari Jerman, pada tahun 1900 mengemukakan teori kuantum. Planck menyimpulkan bahwa atom-atom dan molekul dapat memancarkan atau menyerap energi hanya dalam jumlah tertentu. Jumlah atau paket energi terkecil yang dapat dipancarkan atau diserap oleh atom atau molekul dalam bentuk radiasi elektromagnetik disebut kuantum. Planck menemukan bahwa energi foton (kuantum) berbanding lurus dengan frekuensi cahaya.
1. 2. 3.
4.
Teori Atom Bohr teori Rutherford selanjutnya diperbaiki oleh Niels Bohr, Pendekatan yang dilakukan Bohr adalah sifat dualisme yang dapat bersifat sebagai partikel dan dapat bersifat sebagai gelombang. Hasil ini telah mengantarkan Bohr untuk mengembangkan model atom yang dinyatakan bahwa : Atom tersusun atas inti bermuatan positif dan dikelilingi oleh elektron yang bermuatan negatif. Elektron mengelilingi inti atom pada orbit tertentu dan stasioner (tetap), dengan tingkat energi tertentu. Eelektron pada orbit tertentu dapat berpindah lebih tinggi dengan menyerap energi. Sebaliknya, elektron dapat berpindah dari orbit yang lebih tinggi ke yang rendah dengan melepaskan energi. Pada keadaan normal (tanpa pengaruh luar), elektron menempati tingkat energi terendah (disebut tingkat dasar = ground state). Teori Mekanika Kuantum Model atom Niels Bohr dapat menjelaskan inti atom yang bermuatan positif yang 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 berkurang. Mekanika kuantum ini dapat menerangkan kelamahan teori atom Bohr tentang garisgaris terpisah yang sedikit berbeda panjang gelombangnya dan memperbaiki model atom Bohr dalam hal bentuk lintasan elektron dari yang berupa lingkaran dengan jari-jari tertentu menjadi orbital dengan bentuk ruang tiga dimensi yang tertentu. BILANGAN KUANTUM Ada empat bilangan kuantum yang akan kita kenal, yaitu bilangan kuantum utama (n), bilangan kuantum Azimut (I), bilangan kuantum magnetic (m) dan bilangan kuantum spin (s). A.Pengertian Bilangan Kuantum
1.Bilangan Kuantum Utama (n) Lambang dari bilangan kuantum utama adalah “n” (en kecil). Bilangan kuantum utama menyatakan kulit tempat ditemukannya elektron yang dinyatakan dalam bilangan bulat positif. Nilai bilangan itu di mulai dari 1, 2, 3 dampai ke-n. 2. Bilangan Kuantum Azimut (l) 4|Page
Bilangan kuantum azimut menyatakan sub kulit tempat elektron berada dan bentuk orbital, serta menentukan besarnya momentum sudut elektron terhadap inti. Banyaknya subkulit tempat elektron berada tergantung pada nilai bilangan kuantum utama (n). Nilai bilangan kuantum azimut dari 0 sampai dengan (n – 1). Bila n = 1, maka hanya ada satu. 3. Bilangan Kuantum Magnetik (m) Bilangan kuantum magnetik menyatakan orbital tempat ditemukannya elektron pada subkulit tertentu dan arah momentum sudut elektron terhadap inti. Sehingga nilai bilangan kuantum magnetik berhubungan dengan bilangan kuantum azimut. Nilai bilangan kuantum magnetik antara – l sampai + l. 4. Bilangan Kuantum Spin (s) Lambang bilangan kuantum spin adalah s yang menyatakan arah rotasi elektron pada porosnya. Ada dua kemungkinan arah rotasi yaitu searah jarum jam atau berlawanan arah jarum jam. Hal ini seperti berputarnya gasing atau mata uang logam Begitulah elektron yang berotasi, bila searah jarum jam maka memil iki nilai s=+½ dan dalam orbital dituliskan dengan tanda panah ke atas. Sebaliknya untuk elektron yang berotasi berlawanan arah jarum jam maka memiliki nilai s = -½ dan dalam orbital dituliskan dengan tanda panah ke bawah. Dari uraian arah rotasi maka kiata dapat mengetahui bahwa dalam satu orbital atau kotak maksimum memiliki 2 elektron. Bentuk dan Orientasi Orbital Energi dan bentuk orbital diturunkan dari persamaan gelombang (ϕ = psi), sedangkan besaran pangkat dua (ϕ2) dari persamaan gelombang menyatakan rapatan muatan atau peluang menemukan elektron pada suatu titik dan jarak tertentu dari inti. Bentuk orbital tergantung pada bilangan kuantum azimuth (l), artinya orbital dengan bilangan kuantum azimuth yang sama akan mempunyai bentuk yang sama. Orbital 1 s, 2 s, dan 3 s akan mempunyai bentuk yang sama, tetapi ukuran atau tingkat energinya berbeda. 1. Orbital s
Orbital yang paling sederhana untuk dipaparkan adalah orbital 1 s. Gambar berikut menunjukkan tiga cara pemaparan orbital 1 s. Gambar menunjukkan bahwa rapatan muatan maksimum adalah pada titik-titik di sekitar (dekat) inti. Rapatan berkurang secara eksponen dengan bertambahnya jarak dari inti. Pola bercak-bercak. Secara teori peluang, untuk menemui elektron tidak pernah mencapai nol. Oleh karena itu tidak mungkin menggambarkan suatu orbital secara lengkap. Biasanya gambar orbital dibatasi, sehingga mencakup bagian terbesar (katakanlah 90%) peluang menemukan elektron. Gambar (c) adalah orbital 1 s dengan kontur 90%. Dalam teori atom modern, jari-jari atom didefinisikan sebagai jarak dari inti hingga daerah dengan peluang terbesar menemukan elektron pada orbital terluar. Bentuk dan orientasi orbital 2 s diberikan pada gambar. Sama dengan orbital 1 s, rapatan muatan terbesar adalah pada titik-titik sekitar inti. Rapatan menurun sampai mencapai nol pada jarak tertentu dari inti. Daerah tanpa peluang menemukan elektron ini disebut simpul . Selanjutnya, rapatan muatan elektron meningkat kembali sampai mencapai maksimum, kemudian secara bertahap menurun mendekati nol pada jarak yang lebih jauh. Peluang terbesar menemukan elektron pada orbital 2 s adalah pada awan lapisan kedua. Sedangkan untuk orbital 3 s juga mempunyai pola yang mirip dengan orbital 2 s, tetapi dengan 5|Page
2 simpul. Kontur 90% dari orbital 3 s ditunjukkan pada gambar (b), di mana peluang untuk menemukan elektron pada orbital 3 s adalah pada awan lapisan ketiga. Orbital 1s, 2s, 3s Sumber: Chemistry, The Molecular Nature of Matter and Change, Martin S. Silberberg. 2000. 2. Orbital p Rapatan muatan elektron orbital 2p adalah nol pada inti, meningkat hingga mencapai maksimum di kedua sisi, kemudian menurun mendekati nol seiring dengan bertambahnya jarak dari inti. Setiap subkulit p ( = 1) terdiri dari tiga orbital yang setara sesuai dengan tiga harga m untuk = 1, yaitu -1, 0, dan +1. Masing-masing diberi nama px, py, dan pz sesuai dengan orientasinya dalam ruang. Kontur yang disederhanakan dari ketiga orbital 2 p diberikan pada gambar (c). Distribusi rapatan muatan elektron pada orbital 3 p ditunjukkan pada gambar (b). Sedangkan kontur orbital 3 p dapat juga digambarkan seperti gambar (a) (seperti balon terpilin), tetapi ukurannya relatif lebih besar. Orbital px, py, pz Sumber: Sumber: Chemistry, The Molecular Nature of Matter and Change, Martin S. Silberberg. 2000 3. Orbital d dan f
Orbital dengan bilangan azimuth l = 2, yaitu orbital d , mulai terdapat pada kulit ketiga (n = 3). Setiap subkulit d terdiri atas lima orbital sesuai dengan lima harga m untuk l = 2, yaitu m = – 2, – 1, 0, +1, dan +2. Kelima orbital d itu diberi nama sesuai dengan orientasinya, sebagai x2 – x2 d , dxy, dxz , dyz , dan z d 2 . Kontur dari kelima orbital 3d diberikan pada gambar berikut. Walaupun orbital z d 2 mempunyai bentuk yang berbeda dari empat orbital d lainnya, tetapi energi dari kelima orbital itu setara. Orbital f lebih rumit dan lebih sukar untuk dipaparkan, tetapi hal itu tidaklah merupakan masalah penting. Setiap subkulit f terdiri atas 7 orbital, sesuai dengan 7 harga m untuk l = 3. Seluruh orbital d Salah satu dari tujuh orbital 4 f, yaitu orbital f xyz Hubungan antara orbital dengan tabel periodik 1) Periode Pertama
Hidrogen hanya memiliki satu elektron pada orbital 1s, kita dapat menuliskannya dengan 1s1 dan helium memiliki dua elektron pada orbital 1s sehingga dapat dituliskan dengan 1s2
2. Peri ode kedua Sekarang kita masuk ke level kedua, yaitu periode kedua. Elektron litium memenuhi orbital 2s karena orbital ini memiliki energi yang lebih rendah daripada orbital 2p. Litium memiliki konfigurasi elektron 1s 22s1. Berilium memiliki elektron kedua pada level yang sama – 1s22s2. Sekarang kita mulai mengisi level 2p. Pada level ini seluruhnya memiliki energi yang sama, sehingga elektron akan menempati tiap orbital satu persatu. B 1s22s22px1 C 1s22s22px12py 1 N 1s22s22px12py 12pz1 Elektron selanjutnya akan membentuk sebuah pasangan dengan elektron tunggal yang sebelumnya menempati orbital. 6|Page
1s22s22px22p y12pz1 1s22s22px22py 22pz1 1s22s22px22py 22pz2 Cara singkat pertama : Seluruh variasi orbital p dapat dituliskan secara bertumpuk. Sebagai contoh, flor dapat ditulis sebagai 1s 22s22p5, dan neon sebagai 1s 22s22p6. Penulisan ini biasa dilakukan jika elektron berada dalam kulit dalam. Jika elektron berada dalam keadaan berikatan (di mana elektron berada di luar atom), terkadang ditulis dalam cara singkat, terkadang dengan cara penuh. Sebagai contoh, walaupun kita belum membahas konfigurasi elektron dari klor, kita dapat menuliskannya sebagai 1s 22s22p63s23px23p y23pz1. O F Ne
Perhatikan bahwa elektron-elektron pada orbital 2p bertumpuk satu sama lain sementara orbital 3p dituliskan secara penuh. Sesungguhnya elektron-elektron pada orbital 3p terlibat dalam pembentukan ikatan karena berada pada kulit terluar dari atom, sementara elektron-elektron pada 2p terbenam jauh di dalam atom dan hampir bisa dikatakan tidak berperan sama sekali.
Cara singkat kedua : Kita dapat menumpukkan seluruh elektron-elektron terdalam dengan menggunakan, sebagai contoh, simbol [Ne]. Di dalam konteks ini, [Ne] berarti konfigurasi elektron dari atom neon -dengan kata lain 1s 22s22px22py22p z2. Berdasarkan cara di atas kita dapat menuliskan konfigurasi elektron klor dengan [Ne]3s23px23py23pz1.
Periode ketiga Mulai dari neon, seluruh orbital tingkat kedua telah dipenuhi elekton, selanjutnya kita harus memulai dari natrium pada periode ketiga. Cara pengisiannya sama dengan periode periode sebelumnya, kecuali adalah sekarang semuanya berlangsung pada periode ketiga. Sebagai contoh : cara singkat Mg
1s22s22p63s2
[Ne]3s2
S
1s22s22p63s23px 23py13pz1 [Ne]3s23px23py13p z1
Ar
1s22s22p63s23px 23py23pz2 [Ne]3s23px23py23p z2
Permulaan periode keempat Sampai saat ini kita belum mengisi orbital tingkat 3 sampai penuh – tingkat 3d belum kita gunakan. Tetapi kalau kita melihat kembali tingkat energi orbital-orbital, kita dapat melihat bahwa setelah 3p energi orbital terendah adalah 4s – oleh karena itu elektron mengisinya terlebih dahulu. K 1s22s22p63s23p6 4s1 Ca 1s22s22p63s23p6 4s2 Bukti kuat tentang hal ini ialah bahwa elemen seperti natrium ( 1s 22s22p63s1 ) dan kalium ( 1s22s22p63s23p64s 1 ) memiliki sifat kimia yang mirip. Elektron terluar menentukan sifat dari suatu elemen. Sifat keduanya tidak akan mirip bila konfigurasi elektron terluar dari kalium adalah 3d 1.
E lemen blok s dan p 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
7|Page
memiliki konfigurasi elektron terluar ns 2. 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.
E lemen blok d 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. Elemen-elemen pada blok d adalah elemen di mana elektron terakhir da ri orbitalnya berada pada orbital d. Periode pertama dari blok d terdiri dari elemen dari skandium hingga seng, yang umumnya kita sebut dengan elemen transisi atau logam transisi. Istilah “ elemen transisi” dan “elemen blok d” sebenarnya tidaklah memil iki arti yang sama, tetapi dalam perihal ini tidaklah menjadi suatu masalah. 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. d5 berarti d8 berarti Perhatikan bentuk pengisian orbital pada level 3, terutama pada pengisian atom 3d setelah 4s. Sc 1s22s22p63s23p6 3d14s2 Ti
1s22s22p63s23p6 3d24s2
V
1s22s22p63s23p6 3d34s2
1s22s22p63s23p6 3d54s1 Perhatikan bahwa kromium tidak mengikuti keteraturan yang berlaku. Pada kromium elektron-elektron pada orbital 3d dan 4s ditempati oleh satu elektron. Memang, mudah untuk diingat jikalau keteraturan ini tidak berantakan – tapi sayangnya tidak ! Mn 1s22s22p63s23p6 3d54s2 (kembali ke keteraturan semula) 2 2 6 2 6 6 2 Fe 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s Co 1s22s22p63s23p6 3d74s2 Ni 1s22s22p63s23p6 3d84s2 Cu 1s22s22p63s23p6 3d104s1 (perhatikan!) 2 2 6 2 6 10 2 Zn 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s Cr
Pada elemen seng proses pengisian orbital d selesai.
Pengisian sisa periode 4 Orbital selanjutnya adalah 4p, yang pengisiannya sama seperti 2p atau 3p. Kita sekarang kembali ke elemen dari galium hingga kripton. Sebagai contoh, Brom, memilki konfigurasi elektron 1s22s22p63s23p63d104s 24px24py24pz1. Menuliskan struktur elektron elemen-elemen “besar” pada blok s dan p Sebagai contoh, Yodium berada pada golongan 7 dan oleh karenanya memiliki 7 elektron terluar. Yodium berada pada periode 5 dan oleh karenanya elekton mengisi pada orbital 5s dan 5p. Jadi, Yodium memiliki konfigurasi elektron terluar 5s 25px25py25pz 1. Contoh yang kedua, Barium , berada pada golongan 2 dan memiliki 2 elektron terluar. Barium berada pada periode keenam. Oleh karenanya, Barium memilki konfigurasi elektron terluar 6s2. Konfigurasi keseluruhannya adalah : 1s 22s22p63s23p63d104s 24p64d105s25p66s2.
8|Page
Kita mungkin akan terjebak untuk mengisi orbital 5d 10 tetapi ingatlah bahwa orbital d selalu diisi setelah orbital s pada level selanjutnya terisi. Sehingga orbital 5d diisi setelah 6s dan 3d diisi setelah 4s.
B. SISTEM PERIODIK UNSUR Hubungan Sistem Periodik dengan Konfigurasi Elektron Para ahli kimia pada abad ke-19 mengamati bahwa terdapat kemiripan sifat yang berulang secara periodik (berkala) di antara unsur-unsur. Kita telah mempelajari usaha pengelompokan unsur berdasarkan kesamaan sifat, mulai dari Johann Wolfgang Dobereiner (1780 – 1849) pada tahun 1829 dengan kelompok-kelompok triad. Kemudian pada tahun 1865, John Alexander Reina Newlands (1838 – 1898) mengemukakan pengulangan unsur-unsur secara oktaf, serta Julius Lothar Meyer (1830 – 1895) dan Dmitri Ivanovich Mendeleev (1834 – 1907) pada tahun 1869 secara terpisah berhasil menyusun unsur-unsur dalam sistem periodik, yang kemudian disempurnakan dan diresmikan oleh IUPAC pada tahun 1933. Unsur-unsur yang jumlah kulitnya sama ditempatkan pada periode (baris) yang sama. Nomor periode = jumlah kulit Unsur-unsur yang hanya mempunyai satu kulit terletak pada periode pertama (baris paling atas). Unsur-unsur yang mempunyai dua kulit terletak pada periode kedua (baris kedua), dan seterusnya. Contoh: • 5B : 1 s2, 2 s2, 2 p1 periode 2 • 15P : 1 s2, 2 s2, 2 p6, 3 s2, 3 p3 periode 3 • 25Mn : [ Ar ], 3d 5, 4 s2 periode 4 • 35Br : [ Ar ], 3d 10, 4 s2, 4 p5 periode 4 Dari contoh di atas, dapat disimpulkan bahwa untuk menentukan nomor periode suatu unsur dapat diambil dari nomor kulit paling besar. Dengan berkembangnya pengetahuan tentang struktur atom, telah dapat disimpulkan bahwa sifat-sifat unsur ditentukan oleh konfigurasi elektronnya, terutama oleh elektron valensi. Unsur-unsur yang memiliki struktur elektron terluar (elektron valensi) yang sama ditempatkan pada golongan (kolom) yang sama. Dengan demikian, unsur-unsur yang segolongan memiliki sifat-sifat kimia yang sama. Penentuan nomor golongan tidaklah sesederhana seperti penentuan nomor periode. Distribusi elektron-elektron terluar pada subkulit s, p, d , dan f sangatlah menentukan sifat-sifat kimia suatu unsur.
9|Page
BAB III PENUTUP A.
KESIMPULAN
Pada tahun 1913, Niels Bohr, fisikawan berkebangsaan Swedia, mengikuti jejak Einstein menerapkan teori kuantum untuk menerangkan hasil studinya mengenai spektrum atom hidrogen. Bohr mengemukakan teori baru mengenai struktur dan sifat-sifat atom. Teori atom Bohr ini pada prinsipnya menggabungkan teori kuantum Planck dan teori atom dari Ernest Rutherford yang dikemukakan pada tahun 1911. Bohr mengemukakan bahwa apabila elektron dalam orbit atom menyerap suatu kuantum energi, elektron akan meloncat keluar menuju orbit yang lebih tinggi. Sebaliknya, jika elektron itu memancarkan suatu kuantum energi, elektron akan jatuh ke orbit yang lebih dekat dengan inti atom. Model atom Bohr dikemukakan oleh Niels Bohr yang berusaha menjelaskan kestabilan atom dan spektrum garis atom hidrogen yang tidak dapat dijelaskan oleh model atom Rutherford.
10 | P a g e
DAFTAR PUSTAKA http://sherliannadewi.blogspot.co.id/2014/10/makalah-struktur-atom-dan-sistim.html
11 | P a g e
