Nama : Viki Amalia

NIM : 131810301053

TUGAS STRUKTUR DAN KEREAKTIFAN SENYAWA

ANORGANIK

STRUKTUR ATOM

A. Sejarah Struktur Atom

Struktur atom ini banyak dikembangkan oleh banyak ilmuwan. Beberapa teori

menyebutkan tentang atom atau struktur atom. Sebelum ditemukannya teori pertama tentang

atom di kemukakan terlebih dahulu mengenai radiasi gelombang elektromagnetik. Radiasi

elektromagnetik adalah kombinasi medan listrik dan medan magnet yang berosilasi dan

merambat lewat ruang dan membawaenergi dari satu tempat ke tempat yang

lain. Cahaya tampak adalah salah satu bentuk radiasi elektromagnetik. Gelombang

elektromagnetik ditemukan oleh Heinrich Hertz. Percobaan ini dilakukan dengan tidak

sengaja saat ada cahaya yang mengenai prisma tampak ada garis spektrum warna.

Setiap muatan listrik yang memiliki percepatan memancarkan radiasi

elektromagnetik. Ketika kawat (atau panghantar seperti antena) menghantarkan arus bolak-

balik, radiasi elektromagnetik dirambatkan pada frekuensi yang sama dengan arus listrik.

Bergantung pada situasi, gelombang elektromagnetik dapat bersifat seperti gelombang atau

seperti partikel. Sifat gelombang lainnya adalah frekuensi (v) yang dinyatakan dalam satuan

detik-1 yaitu jumlah kejadian atau putaran (siklus) per detik. Hasil kali panjang gelombang

dengan frekuensi menghasilkan kecepatan gelombang.

c= λ×ν

Spektrum elektromagnetik memiliki karakter berbeda untuk setiap unsurnya. Tidak

ada dua unsur yang memiliki pola garis yang sama. Spektrum dapat digunakan untuk

mengenali gas yang tidak diketahui. Asal mula diawali dengan persamaan Balmer

.

22

2

nm

mh

Dimana:

n = 2

m = 3, 4, 5, 6, .....

h = 3,6546 x 10-7 m

rumus yang lebih umum pada persamaan Balmer:

22

115

22

11det102881,3

11.

mnx

mncR

R = konstanta Rydberg 10.967.800 m-1

C = kecepatan cahaya 2,997925 x 108 m/s

Struktur atom meliputi tiga periode yaitu mekanika klasik, mekanika kuantum lama,

mekanika kuantum baru ( Persamaan Schrodinger). Mekanika kuantum lama dimulai dengan

postulat dari Dalton. Setiap unsur yang terdiri dari partikel yang tidak dapat dibagi lagi

disebut atom. Semua tom dari suatu unsur itu identik (sama). Dalam suatu reaksi kimia , atom

itu tidak berubah. Selanjutnya dilanjutkan dengan Thomson karena pada teori Dalton

memiliki kelemahan. Kelemahan Dalton disempurnakan dengan teori Thomson. Pada tahun

1897 menemukan sebuah elektron pada suatu atom. Thomson menggunakan percobaan sinar

katode. Thomson menyimpulkan bahwa pada suatu atom memiliki proton (+) dan elektron

(-). Elektron terletak secara random yang kemudian dikenal teori ini dengan model “Plum

Pudding”.

Teori Thomson memiliki kelemahan yang kemudian dilanjutkan oleh Rutherford.

Rutherford melakukan eksperimen dengan partikel alfa menggunakan lempengan emas. Pada

eksperimen ini terdapat beberapa partikel yang dapat diteruskan, dipantulkan, dan

dibelokkan. Dari eksperimen ini dapat disimpulkan bahwa inti itu bermuatan positif

sedangkan muatan negatif yang disebut elektron mengelilingi inti. Masalah dari teori ini

adalah saat elektron mengelilingi inti apakah suatu saat akan jatuh atau tidak ke inti.

Selanjutnya diperkenalkan teori kuantum. Teori ini dimulai denga Max Plank yang

menyebutkan gejala radiasi benda hitam. Hipotesisnya menyatakan bahwa energi bersifat

discontinue dan terdiri dari banyak satuan terpisah yang sangat kecil yang disebut

kuanta/kuantum.

Teori kuantum memperoleh pembuktian dari efek fotolistrik tahun 1955 oleh Albert

Einstein. Mekanika kuantum lama dikenalkan oleh Bohr pada model atom hidrogen. Bohr ini

menyelesaikan permasalahan dari Rutherford tentang mengapa elektron jatuh atau tidak ke

inti. Bohr menggunakan kuantitasi orbit dengan energi yang spesifik menyatakan bahwa

elektron dapat berpindah ke orbit yang lain memberi atau kehilangan sejumlah energi

tertentu. Bohr menerapkan spektra absorpsi dan spektra emisi. Spektra emisi terjadi ketika

elektron melepaskan energi dan berpindah ke orbit yang lebih rendah, sedangkan spektra

absorpsi sebaliknya ketika elektron menyerap enrgi dan berpindah ke orbit (lintasan) yang

lebih tinggi. Hal ini didasarkan pada pendekatan rumus Plank-Eistein yaitu

E = h.v

Model Bohr untuk atom hidrogen yaitu

Garis spekra emisi menunjukkan setiap unsur memiliki elektron dengan level energi

tertentu dan memiliki perbedaan energi pada setiap levelnya. Lintasan yang diizinkan untuk

elektron dinomori n = 1, n = 2, n =3 dst. Bilangan ini dinamakan bilangan kuantum, huruf K,

L, M, N juga digunakan untuk menamakan lintasan. Jari-jari orbit diungkapkan dengan 12,

22, 32, 42, …n2. Untuk orbit tertentu dengan jari-jari minimum a0 = 0,53 Å. Jika elektron

tertarik ke inti dan dimiliki oleh orbit n, energi dipancarkan dan energi elektron menjadi lebih

rendah sebesar

Konstanta B/h identik dengan hasil dari R.c dalam persamaan Balmer. Jika persamaan diatas

dihitung maka frekuensi yang diperoleh adalah frekuensi garis merah dalam deret Balmer.

ΔE=E3−E2=(−B32 )−(−B22 )=(B22 )−(B32 )=B(122−

1

32 )ΔE=hν

ΔE=B(122−1

32 ) ;hν=B(122−1

32 )Bh

=2 ,179 x 10−8 J

6 ,626 x 10−34 J det−1=3 ,289 x 1015det−1

En=−Bn2

, B : konstanta numerik dengan nilai 2,179 x 10-18J

B. Prinsip Mekanika Kuantum dan Solusi Persamaan Schrodinger

Sebelum menginjak ke mekanika kuantum, terlebih dahulu dengan mekanika klasik.

Energi yang dinyatakan dalam mekanika klasik adalah berlanjutan.

E=m2v2

Suatu elektron dalam mekanika kuantum didefinisikan sebagai partikel. Rumusan dari de

Brogli yaitum dengan menghitung momentum sebagai berikut:

p=h/ λ

h merupakan kosntanta Plank. Elektron selain didefinisikan sebagai partikel juga disebut

dengan fungsi gelombang. Fungsi gelombang dilambangkan dengan psi (Ψ). Hasil dari

mekanika kuantum adalah persamaan Schrodinger yaitu

EV(r)

2μ2

2

Fungsi gelombang radial dan angular. Fungsi radial bergantung pada jarak antara

elektron dan inti, sedangkan fungsi angular bergantung arah atau orientasi. Ψ2 merupakan

probabilitas ditemukannya sebuah elektron dalam volume ruang, sehingga hal ini dapat

dijelaskan dengan persamaan R(r)2 dan A(θ, φ)2. Fungsi gelombang radial dengan R(r) dan

fungsi gelombang angular dengan Y(,).

Persamaan tersebut dapat digunakan untuk menentukan bilangan kuantum. R(r)

menentukan bilangan kuantum utama (n) sedangkan Y(,) mennetukan bilangan kuantum

momentum angular (l) dan bilangan kuantum magnetik (ml). Sehingga dapat dirumuskan

menjadi:

=Rn,l(r)Yl,m(,)

Fungsi gelombang radial menunjukkan bagaimana variasi fungsi gelombang dengan

jarak r, dari inti yang menentukan ukuran orbital. Probabilitas dalam menemukan elektron

dalam permukaan tiga dimensi (orbital bola 1s) dirumuskan dengan fungsi 4πr2R(r)2. Fungsi

gelombang radial memiliki kemunculan radial node dengan nilai n-l-1. Nilai n bergantung

apda ukuran orbital dan orbital semakin melebar dengan peningkatan n.

Fungsi gelombang angular yang berperan sebagai sebuah fungsi sudut disebut dengan

bentuk orbital. Pada titik tertentu fungsi gelombang sama dengan nol. Fungsi angular

memiliki angular node yang dirumuskan dengan l.

Suatum atom akan memiliki orbiatl energi. Energi atom hidrogen dengan prinsip

bilangan kuantum. Orbital 1s memiliki energi yang paling rendah dan semua orbital dengan

n=2 energinya sama. Jika energi semakin negatif berarti menunjukkan bilangan kuantum

yang lebih rendah dan akibatnya akan lebih stabil. Nilai n tak hingga akan menjadi energi

ionisasi.

C. The Polyelectronic Atom

Solusi persamaan Schrodinger tidak bisa menyelesaikan atom dengan elektron lebih

dari satu misalnya He. Aproksimasi orbital pada mekanika kuantum, setiap atom memiliki

muatan inti efektif (Zeff). Muatan inti efektif pada aproksimasi orbital dapat menggantikan

posisi inti pada atom. Ukuran pada orbital tergantung pada jumlah subkulit dan jumlah

elektron. Energi orbital meningkat berdasarkan s < p < d < f. Energi orbital bergantung

muatan inti dan mempunyai jenis orbital yang berbeda.

Solusi persamaan Schrodinger digunakan pada struktur atom H. Persamaan Dirac

menggunakan intrinsik angular momentum mengembangkan spin elektron. Setiap elektron

memiliki elektron spin. Proyeksi spin dianalogikan dengan momentum angular orbital l dan

ml dan ms +1/2 dan -1/2.

Prinsip larangan Pauli mengatakan “ Tidak ada dua elektron pada atom yang sama

mempunyai empat bilangan atom yang sama, bilangan kuantum n, l, ml, ms. Setiap orbital

tidak boleh mengarah keatas atau kebawah semua. Pengisian elektron pada orbital dapat

bersifat paramagnetik dan diamagnetik. Diamagnetik berarti sedikit bereaksi dengan magnet

atau tidak aktif magnet, paramagnetik bersifat sebaliknya.

Prinsip Aufbau menerangkan bahwa pengisian elektron berdasarkan tingkat

energinya. Anomali prinsip Aufbau yaitu tidak dapat memprediksikan konfigurasi elektron

pada atom terionisasi. Saat elektron ionisasi akan mengalami keadaan yang lebih stabil

karena dipengaruhi oleh gaya tarik inti dan elektron, halangan satu elektron dengan elektron

lainnya, tolakan interelektronik, dan exchange force. Proses ionisasi dimulai dari elektron

pertama yang hilang dari sub-kulit dengan n-tertinggi jika nilai n sama dipilih dengan nilai l-

tertinggi.

Anomali prinsip Aufbau meliputi, sub kulit (n-1)d dan sub kulit ns berada pada posisi

yang sangat dekat. Nmaun, sub kulit (n-1)d memiliki bentuk energi yang sedikit lebih tinggi.

Pada periode 6, sub-kulit 4f dan 5d mempunyai energi yang sangat dekat.

D. Shielding, Sizes of Atoms, Ionisation Energy, and Electron Affinity

Aturan Slater menerapkan metode aproksimasi dengan menggunakan muatan inti

efektif.

Zeff = Z-S, dimana Z= muatan intyi sebenarnya dan S= konstanta Shielding

Adapun aturan perhitungan konstanta Shielding (S) antara lain:

1. Membagi orbital dalam kelompok-kelompoknya (1s) (2s2p) (3s,3p) (3d) (4s,4p) (4d) (4f),

dengan ketentuan s dan p pada n yang sama dikelompokkan menjadi satu

2. Elektron grup lain di kanan (ns dan np) tidak mempengaruhi shielding constant

3. Semua elektron lain dalam (ns dan np), masing-masing tolakan elektron valensi dikalikan

0,35

4. Semua elektron kulit n-1, masing-masing tolakannya dikalikan 0,85

5. Semua elektron dibawahnya (n-2),masing-masing tolakannya dikalikan 1,00

6. Jika elektron pada sub kulit nd dan nf, aturan 2 dan 3 sama tetapi aturan 4 dan 5 berubah

menjadi:

Semua elektron di kiri nd dan nf dikalikan 1,00

Elektron-elektron pada tabel periodik dikelompokkan menjadi kelompok-kelompok.

Blok s dikelompokkan pada level (periode) 1, blok p pada periode 2, dan blok d pada periode

3. Penyusunan unsur pada tabel periodik berhubungan dengan posisi dari suatu unsur dan

suatu unsur digolongkan berdasarkan tipe dan sub kulit terluar dari suatu unsur. Dalam tabel

periodik terdapat beberapa istilah, misalnya blok, golongan, dan periode.

Blok adalah nama dari subkulit terakhir dari suatu unsur. Golongan adalah semua

unsur yang memiliki konfigurasi elektron terluar yang sama dan memiliki sifat kimia yang

mirip akan dikelompokkan menjadi satu golongan. Periode adalah semua unsur yang

memiliki kulit yang sama. Sifat-sifat yang terdapat dalam tabel periodik antara lain ukuran

atom dan ion, energi ionisasi, afinitas elektron, elektronegativitas, tenanga kepolaran dan

polarisasi.

Ukuran suatu atom atau ions akan bertambah jika turun kebawah dalam satu golongan

karena naiknya jumlah kulit pada suatu atom karena dari 1s bisa menjadi 2s dan seterusnya.

Sedangkan pada satu periode semakin ke kanan akan semakin turun. Hal ini disebabkan

muatan inti efektif yang meningkat meskipun dalam kulit yang sama sehingga akan

mendekatkan elektron pada inti dan ukurannya akan semakin kecil. Adapun skema dari

ukuran atom pada tabel periodik adalah

Energi ionisasi adalah energi yang dibutuhkan untuk melepas elektron terluar dari

atom yang bersifat gas. EO bergantung pada seberapa kuat elektron terikat aleh atomnya dan

sebearapa kuat muatan inti efektif berpengaruh thd elektron terluar yang akan dilepaskan.

Energi ionisasi dipengaruhi oleh ukuran atom, muatan inti efektif, dll. Dalam suatu periode

semakin ke kanan energi ionisasi atom akan meningkat karena muatan inti efektifnya

meningkat, jarak atom semakin pendek, dan gaya tarik inti dengan elektron semakin

meningkat sehingga menyebabkan sulit untuk melepas elektron. Dalam stau golongan

semakin kebawah eneri ionisasinya akan semakin menurun karena jaraknya semakin besar

dan gaya tarikan antara elektron dan inti menurun sehingga akan mudah untuk lepas

elektronnya.

Afinitas elektron adalah energi yang dilepaskan dalam keadaan gas untuk menraik

elektron dan membentuk ion negatif (anion). Afinitas elektron akan sama pengaruhnya

dengan energi ionisasai. Dalam satu periode semakin ke kanan bertambah dan dalam satu

golongan semakin kebawah akan semakin menurun. Pembentukan anion akan membentuk

kulit baru sehingga akan memperjauh jarak inti dengan elektron.

Elektronegatifitas adalah Kemapuan sebuah atom menggambarkan elektron pada

dirinya sendiri dalam ikatan kimia. Elektronegatifitas dalam suatu periode semakin ke kanan

akan semakin meningkat karena muatan inti efektifnya yang semakin besar dan jarak yang

semakin kecil akan mempermudah untu menarik elektron, sedangkan dalam satu golongan

semakin kebawah akan semakin menurun karena jaraknya ynag semakin besar dan memiliki

muatan inti efektif yang sama sehingga akan sulit untuk menarik elektron. Skala numerik

pada elektronegatifitas berkembang. Skala elektronegatifitas Pauling (χ). Pada dua atom yang

berikatan berlaku ∆(χ) dihitung berdasarkan polaritas ikatan. Semakin elektronegatif, atom

mempunyai densitas elektron lebih besar.

Contoh:

Na Cl

(0.93) (3.16) D(c) = 2.23; ionic, Na+Cl-

>2.0

H Cl

(2.20) (3.16) D(c) = 0.96; polar covalent

Hd+Cld-

Cl Cl

(3.16) (3.16) D(c) = 0.00; covalent, Cl-Cl

<0.4