5 oct 2011
Dari Wikipedia bahasa Indonesia, ensiklopedia bebas
Orbital-orbital molekul dan atom elektron
Dalam fisika atom dan kimia kuantum, konfigurasi elektron adalah susunan elektron-elektron pada sebuah atom, molekul, atau struktur fisik lainnya.Sama seperti partikel elementer lainnya, elektron patuh pada hukum mekanika kuantum dan menampilkan sifat-sifat bak-partikel maupun bak-gelombang. Secara formal, keadaan kuantum elektron tertentu ditentukan oleh fungsi gelombangnya, yaitu sebuah fungsi ruang dan waktu yang bernilai kompleks. Menurut interpretasi mekanika kuantum Copenhagen,
posisi sebuah elektron tidak bisa ditentukan kecuali setelah adanya
aksi pengukuran yang menyebabkannya untuk bisa dideteksi. Probabilitas
aksi pengukuran akan mendeteksi sebuah elektron pada titik tertentu pada
ruang adalah proporsional terhadap kuadrat nilai absolut fungsi
gelombang pada titik tersebut.
Elektron-elektron dapat berpindah dari satu arah energi ke aras energi yang lainnya dengan emisi atau absorpsi kuantum energi dalam bentuk foton. Oleh karena asas larangan Pauli, tidak boleh ada lebih dari dua elektron yang dapat menempati sebuah orbital atom, sehingga elektron hanya akan meloncat dari satu orbital ke orbital yang lainnya hanya jika terdapat kekosongan di dalamnya.
Pengetahuan atas konfigurasi elektron atom-atom sangat berguna dalam membantu pemahaman struktur tabel periodik unsur-unsur. Konsep ini juga berguna dalam menjelaskan ikatan kimia yang menjaga atom-atom tetap bersama.
Kelopak dan subkelopak
Konfigurasi elektron yang pertama kali dipikirkan adalah berdasarkan pada model atom model Bohr. Adalah umum membicarakan kelopak maupun subkelopak walaupun sudah terdapat kemajuan dalam pemahaman sifat-sifat mekania kuantum elektron. Berdasarkan asas larangan Pauli,
sebuah orbital hanya dapat menampung maksimal dua elektron. Namun pada
kasus-kasus tertentu, terdapat beberapa orbital yang memiliki aras
energi yang sama (dikatakan berdegenerasi), dan orbital-orbital ini dihitung bersama dalam konfigurasi elektron.
Kelopak elektron merupakan sekumpulan orbital-orbital atom yang memiliki bilangan kuantum utama n
yang sama, sehingga orbital 3s, orbital-orbital 3p, dan orbital-orbital
3d semuanya merupakan bagian dari kelopak ketiga. Sebuah kelopak
elektron dapat menampung 2n2 elektron; kelopak pertama
dapat menampung 2 elektron, kelopak kedua 8 elektron, dan kelopak
ketiga 18 elektron, demikian seterusnya.
Subkelopak elektron merupakan sekelompok orbital-orbital yang mempunyai label orbital yang sama, yakni yang memiliki nilai n dan l
yang sama. Sehingga tiga orbital 2p membentuk satu subkelopak, yang
dapat menampung enam elektron. Jumlah elektron yang dapat ditampung pada
sebuah subkelopak berjumlah 2(2l+1); sehingga subkelopak "s"
dapat menampung 2 elektron, subkelopak "p" 6 elektron, subkelopak "d" 10
elektron, dan subkelopak "f" 14 elektron.
Jumlah elektron yang dapat menduduki setiap kelopak dan subkelopak berasal dari persamaan mekanika kuantum,terutama asas larangan Pauli yang menyatakan bahwa tidak ada dua
elektron dalam satu atom yang bisa mempunyai nilai yang sama pada
keempat bilangan kuantumnya.
Notasi
Para fisikawan dan kimiawan menggunakan notasi standar untuk
mendeskripsikan konfigurasi-konfigurasi elektron atom dan molekul. Untuk
atom, notasinya terdiri dari untaian label orbital atom (misalnya 1s,
3d, 4f) dengan jumlah elektron dituliskan pada setiap orbital (atau
sekelompok orbital yang mempunyai label yang sama). Sebagai contoh, hidrogen mempunyai satu elektron pada orbital s kelopak pertama, sehingga konfigurasinya ditulis sebagai 1s1. Litium
mempunyai dua elektron pada subkelopak 1s dan satu elektron pada
subkelopak 2s, sehingga konfigurasi elektronnya ditulis sebagai 1s2 2s1. Fosfor (bilangan atom 15) mempunyai konfigurasi elektron : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3.
Untuk atom dengan banyak elektron, notasi ini akan menjadi sangat
panjang, sehingga notasi yang disingkat sering digunakan. Konfigurasi
elektron fosfor, misalnya, berbeda dari neon (1s2 2s2 2p6)
hanya pada keberadaan kelopak ketiga. Sehingga konfigurasi elektron
neon dapat digunakan untuk menyingkat konfigurasi elektron fosfor.
Konfigurasi elektron fosfor kemudian dapat ditulis: [Ne] 3s2 3p3.
Konvensi ini sangat berguna karena elektron-elektron pada kelopak
terluar sajalah yang paling menentukan sifat-sifat kimiawi sebuah unsur.
Urutan penulisan orbital tidaklah tetap, beberapa sumber mengelompokkan semua orbital dengan nilai n
yang sama bersama, sedangkan sumber lainnya mengikuti urutan
berdasarkan asas Aufbau. Sehingga konfigurasi Besi dapat ditulis sebagai
[Ar] 3d6 4s2 ataupun [Ar] 4s2 3d6 (mengikuti asas Aufbau).
Adalah umum untuk menemukan label-label orbital "s", "p", "d", "f"
ditulis miring, walaupaun IUPAC merekomendasikan penulisan normal.
Pemilihan huruf "s", "p", "d", "f" berasal dari sistem lama dalam
mengkategorikan garis spektra,
yakni "sharp", "principal", "diffuse", dan "fundamental". Setelah "f",
label selanjutnya diikuti secara alfabetis, yakni "g", "h", "i", ...dst,
walaupun orbital-orbital ini belum ditemukan.
Konfigurasi elektron molekul ditulis dengan cara yang sama, kecuali bahwa label orbital molekullah yang digunakan, dan bukannya label orbital atom.
Sejarah
Niels Bohr adalah orang yang pertama kali (1923) mengajukan bahwa periodisitas pada sifat-sifat unsur kimia dapat dijelaskan oleh struktur elektronik atom tersebut. Pengajuannya didasarkan pada model atom Bohr,
yang mana kelopak-kelopak elektronnya merupakan orbit dengan jarak yang
tetap dari inti atom. Konfigurasi awal Bohr berbeda dengan konfigurasi
yang sekarang digunakan: sulfur berkonfigurasi 2.4.4.6 daripada 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4.
Satu tahun kemudian, E. C. Stoner memasukkan bilangan kuantum ketiga Sommerfeld ke dalam deskripsi kelopak elektron, dan dengan benar memprediksi struktur kelopak sulfur sebagai 2.8.6.Walaupun demikian, baik sistem Bohr maupun sistem Stoner tidak dapat menjelaskan dengan baik perubahan spektra atom dalam medan magnet (efek Zeeman).
Bohr sadar akan kekurangan ini (dan yang lainnya), dan menulis surat kepada temannya Wolfgang Pauli untuk meminta bantuannya menyelamatkan teori kuantum (sistem yang sekarang dikenal sebagai "teori kuantum lama").
Pauli menyadari bahwa efek Zeeman haruslah hanya diakibatkan oleh
elektron-elektron terluar atom. Ia juga dapat menghasilkan kembali
struktur kelopak Stoner, namun dengan struktur subkelopak yang benar
dengan pemasukan sebuah bilangan kuantum keempat dan asas larangannya (1925):
It should be forbidden for more than one electron with the same value of the main quantum number n to have the same value for the other three quantum numbers k [l], j [ml] and m [ms].
Adalah tidak diperbolehkan untuk lebih dari satu elektron dengan nilai bilangan kuantum utama n yang sama memiliki nilai tiga bilangan kuantum k [l], j [ml] dan m [ms] yang sama.
Persamaan Schrödinger
yang dipublikasikan tahun 1926 menghasilkan tiga dari empat bilangan
kuantum sebagai konsekuensi penyelesainnya untuk atom hidrogen:penyelesaian ini menghasilkan orbital-orbital atom yang dapat kita
temukan dalam buku-buku teks kimia. Kajian spektra atom mengizinkan
konfigurasi elektron atom untuk dapat ditentukan secara eksperimen, yang
pada akhirnya menghasilkan kaidah empiris (dikenal sebagai kaidah
Madelung (1936)) untuk urutan orbital atom mana yang terlebih dahulu diisi elektron.
Asas Aufbau
Asas Aufbau (berasal dari Bahasa Jerman Aufbau
yang berarti "membangun, konstruksi") adalah bagian penting dalam
konsep konfigurasi elektron awal Bohr. Ia dapat dinyatakan sebagai:
- Terdapat maksimal dua elektron yang dapat diisi ke dalam orbital dengan urutan peningkatan energi orbital: orbital berenergi terendah diisi terlebih dahulu sebelum elektron diletakkan ke orbital berenergi lebih tinggi.
Urutan pengisian orbital-orbital atom mengikuti arah panah. 5g dan 6h telah hilang.
Asas ini bekerja dengan baik (untuk keadaan dasar atom-atom) untuk 18
unsur pertama; ia akan menjadi semakin kurang tepat untuk 100 unsur
sisanya. Bentuk modern asas Aufbau menjelaskan urutan energi orbital
berdasarkan kaidah Madelung, pertama kali dinyatakan oleh Erwin Madelung pada tahun 1936.
-
- Orbital diisi dengan urutan peningkatan n+l;
- Apabila terdapat dua orbital dengan nilai n+l yang sama, maka orbital yang pertama diisi adalah orbital dengan nilai n yang paling rendah.
Sehingga, menurut kaidah ini, urutan pengisian orbital adalah sebagai berikut:
- 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
Asas Aufbau dapat diterapkan, dalam bentuk yang dimodifikasi, ke proton dan neutron dalam inti atom.
tabel periodik
Bentuk tabel periodik berhubungan dekat dengan konfigurasi elektron atom unsur-unsur. Sebagai contoh, semua unsur golongan 2 memiliki konfigurasi elektron [E] ns2
(dengan [E] adalah konfigurasi gas inert), dan memiliki kemiripan dalam
sifat-sifat kimia. Kelopak elektron terluar atom sering dirujuk sebagai
"kelopak valensi" dan menentukan sifat-sifat kimia suatu unsur. Perlu
diingat bahwa kemiripan dalam sifat-sifat kimia telah diketahui satu
abad sebelumnya, sebelum pemikiran konfigurasi elektron ada.
Kelemahan asas Aufbau
Asas Aufbau begantung pada postulat dasar bahwa urutan energi orbital
adalah tetap, baik untuk suatu unsur atau di antara unsur-unsur yang
berbeda. Ia menganggap orbital-orbital atom sebagai "kotak-kotak" energi
tetap yang mana dapat diletakkan dua elektron. Namun, energi elektron
dalam orbital atom bergantung pada energi keseluruhan elektron dalam
atom (atau ion, molekul, dsb). Tidak ada "penyelesaian satu elektron"
untuk sebuah sistem dengan elektron lebih dari satu, sebaliknya yang ada
hanya sekelompok penyelesaian banyak elektron, yang tidak dapat
dihitung secara eksak (walaupun terdapat pendekatan matematika yang dapat dilakukan, seperti metode Hartree-Fock).
Ionisasi logam transisi
Aplikasi asas Aufbau yang terlalu dipaksakan kemudan menghasilkan paradoks dalam kimia logam transisi. Kalium dan kalsium muncul dalam tabel periodik sebelum logam transisi, dan memiliki konfigurasi elektron [Ar] 4s1 dan [Ar] 4s2 (orbital 4s diisi terlebih dahulu sebelum orbital 3d). Hal ini sesuai dengan kaidah Madelung, karena orbital 4s memiliki nilai n+l = 4 (n = 4, l = 0), sedangkan orbital 3d n+l = 5 (n = 3, l = 2). Namun kromium dan tembaga memiliki konfigurasi elektron [Ar] 3d5 4s1 dan [Ar] 3d10 4s1
(satu elektron melewati pengisian orbital 4s ke orbital 3d untuk
menghasilkan subkelopak yang terisi setengah). Dalam kasus ini,
penjelasan yang diberikan adalah "subkelopak yang terisi setengah
ataupun terisi penuh adalah susunan elektron yang stabil".
Paradoks akan muncul ketika elektron dilepaskan dari atom
logam transisi, membentuk ion. Elektron yang pertama kali diionisasikan
bukan berasal dari orbital 3d, melainkan dari 4s. Hal yang sama juga
terjadi ketika senyawa kimia terbentuk. Kromium heksakarbonil dapat dijelaskan sebagai atom kromium (bukan ion karena keadaan oksidasinya 0) yang dikelilingi enam ligan karbon monoksida; ia bersifat diamagnetik dan konfigurasi atom pusat kromium adalah 3d6,
yang berarti bahwa orbital 4s pada atom bebas telah bepindah ke orbital
3d ketika bersenyawa. Pergantian elektron antara 4s dan 3d ini dapat
ditemukan secara universal pada deret pertama logam-logam transisi.
Fenomena ini akan menjadi paradoks hanya ketika diasumsikan bahwa
energi orbital atom adalah tetap dan tidak dipengaruhi oleh keberadaan
elektron pada orbital-orbital lainnya. Jika begitu, maka orbital 3d akan
memiliki energi yang sama dengan orbital 3p, seperti pada hidrogen.
Namun hal ini jelas-jelas tidak demikian.
Pengecualian kaidah Madelung lainnya
Terdapat beberapa pengecualian kaidah Madelung lainnya untuk
unsur-unsur yang lebih berat, dan akan semakin sulit untuk menggunakan
penjelasan yang sederhana mengenai pengecualian ini. Adalah mungkin
untuk memprediksikan kebanyakan pengecualian ini menggunakan perhitungan
Hartree-Fock,
yang merupakan metode pendekatan dengan melibatkan efek elektron
lainnya pada energi orbital. Untuk unsur-unsur yang lebih berat,
diperlukan juga keterlibatan efek relativitas khusus terhadap energi orbital atom, karena elektron-elektron pada kelopak dalam bergerak dengan kecepatan mendekati kecepatan cahaya. Secara umun, efek-efek relativistik ini cenderung menurunkan energi orbital s terhadap orbital atom lainnya.
| Periode 5 | Periode 6 | Periode 7 | ||||||||
| Unsur | Z | Konfigurasi elektron | Unsur | Z | Konfigurasi elektron | Unsur | Z | Konfigurasi elektron | ||
| Itrium | 39 | [Kr] 5s2 4d1 | Lantanum | 57 | [Xe] 6s2 5d1 | Aktinium | 89 | [Rn] 7s2 6d1 | ||
| Serium | 58 | [Xe] 6s2 4f1 5d1 | Torium | 90 | [Rn] 7s2 6d2 | |||||
| Praseodimium | 59 | [Xe] 6s2 4f3 | Protaktinium | 91 | [Rn] 7s2 5f2 6d1 | |||||
| Neodimium | 60 | [Xe] 6s2 4f4 | Uranium | 92 | [Rn] 7s2 5f3 6d1 | |||||
| Prometium | 61 | [Xe] 6s2 4f5 | Neptunium | 93 | [Rn] 7s2 5f4 6d1 | |||||
| Samarium | 62 | [Xe] 6s2 4f6 | Plutonium | 94 | [Rn] 7s2 5f6 | |||||
| Europium | 63 | [Xe] 6s2 4f7 | Amerisium | 95 | [Rn] 7s2 5f7 | |||||
| Gadolinium | 64 | [Xe] 6s2 4f7 5d1 | Kurium | 96 | [Rn] 7s2 5f7 6d1 | |||||
| Terbium | 65 | [Xe] 6s2 4f9 | Berkelium | 97 | [Rn] 7s2 5f9 | |||||
| Zirkonium | 40 | [Kr] 5s2 4d2 | Hafnium | 72 | [Xe] 6s2 4f14 5d2 | |||||
| Niobium | 41 | [Kr] 5s1 4d4 | Tantalum | 73 | [Xe] 6s2 4f14 5d3 | |||||
| Molibdenum | 42 | [Kr] 5s1 4d5 | Tungsten | 74 | [Xe] 6s2 4f14 5d4 | |||||
| Teknesium | 43 | [Kr] 5s2 4d5 | Renium | 75 | [Xe] 6s2 4f14 5d5 | |||||
| Rutenium | 44 | [Kr] 5s1 4d7 | Osmium | 76 | [Xe] 6s2 4f14 5d6 | |||||
| Rodium | 45 | [Kr] 5s1 4d8 | Iridium | 77 | [Xe] 6s2 4f14 5d7 | |||||
| Paladium | 46 | [Kr] 4d10 | Platinum | 78 | [Xe] 6s1 4f14 5d9 | |||||
| Perak | 47 | [Kr] 5s1 4d10 | Emas | 79 | [Xe] 6s1 4f14 5d10 | |||||
| Kadmium | 48 | [Kr] 5s2 4d10 | Raksa | 80 | [Xe] 6s2 4f14 5d10 | |||||
| Indium | 49 | [Kr] 5s2 4d10 5p1 | Talium | 81 | [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p1 | |||||
1.
Prinsip Aufbau : elektron-elektron mulai mengisi orbital dengan
tingkat energi terendah dan seterusnya.
Orbital
yang memenuhi tingkat energi yang paling rendah adalah 1s dilanjutkan
dengan 2s, 2p, 3s, 3p, dan seterusnya dan untuk mempermudah dibuat
diagram sebagai berikut:
Contoh
pengisian elektron-elektron dalam orbital beberapa unsur:
Atom
H : mempunyai 1 elektron, konfigurasinya 1s1
Atom C : mempunyai 6 elektron, konfigurasinya 1s2 2s2 2p2
Atom K : mempunyai 19 elektron, konfigurasinya 1s2 2s2 2p6 3S2 3p6 4s1
Atom C : mempunyai 6 elektron, konfigurasinya 1s2 2s2 2p2
Atom K : mempunyai 19 elektron, konfigurasinya 1s2 2s2 2p6 3S2 3p6 4s1
2.
Prinsip Pauli : tidak mungkin di dalam atom terdapat 2 elektron
dengan keempat bilangan kuantum yang sama.
Hal
ini berarti, bila ada dua elektron yang mempunyai bilangan kuantum
utama, azimuth dan magnetik yang sama, maka bilangan kuantum spinnya
harus berlawanan.
3.
Prinsip Hund : cara pengisian elektron dalam orbital pada
suatu sub kulit ialah bahwa elektron-elektron tidak membentuk
pasangan elektron sebelum masing-masing orbital terisi dengan
sebuah elektron.
Contoh:
- Atom C dengan nomor atom 6, berarti memiliki 6 elektron dan cara Pengisian orbitalnya adalah:
- Atom C dengan nomor atom 6, berarti memiliki 6 elektron dan cara Pengisian orbitalnya adalah:
Berdasarkan
prinsip Hund, maka 1 elektron dari lintasan 2s akan berpindah
ke lintasan 2pz, sehingga sekarang ada 4 elektron yang tidak berpasangan.
Oleh karena itu agar semua orbitalnya penuh, maka atom karbon
berikatan dengan unsur yang dapat memberikan 4 elektron. Sehingga
di alam terdapat senyawa CH4 atau CCl4,
tetapi tidak terdapat senyawa CCl3 atau CCl5.
Ditulis oleh Yoshito Takeuchi pada 11-08-2008
Satu prestasi intelektual yang terbesar dalam kimia adalah tabel periodik
unsur. Tabel periodik dapat dicetak dalam satu lembar kertas, tetapi apa yang
terkandung di dalamnya dan apa yang dapat diberikan kepada kita sangat banyak
dan tidak ternilai. Tabel ini adalah hasil jerih payah tak kenal lelah, yang
berawal dari zaman Yunani, untuk mengetahui sifat materi sebenarnya. Sem ini
dapat dikatakan kitab sucinya kimia. Nilai sistem periodik bukan hanya pada
organisasi informasi yang telah diketahui, tetapi juga kemampuannya memprediksi
sifat yang belum diketahui. Keampuhan sesungguhnya tabel periodik terletak di
sini.
a. Usulan-usulan sebelum Mendeleev
Konsep unsur merupakan konsep yang sangat tua, sejak jaman Yunani, Menurut
filsuf Yunani, materi dibentuk atas empat unsur: tanah, air, api dan udara.
Pandangan ini perlahan ditinggalkan, dan akhirnya di abad 17 definisi unsur
yang diberikan oleh kimiawan Inggris Robert Boyle (16271691) menggantikan definisi
lama tadi. Boyle menyatakan bahwa unsur adalah zat yang tidak dapat diuraikan
menjadi zat yang lebih sederhana.
Lavoisier mengusulkan daftar unsur dalam bukunya “Traite Elementire de
Chemie”. Walaupun ia memasukkan cahaya dan panas dalam daftarnya, anggota
lain daftar adalah apa yang kita sebut sebagai unsur sampai saat ini. Selain
itu, ia menambahkan pada daftar unsur-unsur yang belum dideteksi tetapi ia
yakini keberadaannya. Misalnya, khlorin pada waktu itu belum diisolasi, tetapi
ia menambahkannya pada tabel sebagai radikal dari asam muriatik. Demikian juga,
natrium dan kalium ada juga dalam tabel.
Di awal abad 19, unsur-unsur ini diisolasi dengan elektrolisis, dan daftar
unsur perlahan diperluas. Di pertengahan abad 19, analisis spektroskopi, metoda
bari mendeteksi
unsur dikenalkan dan mempercepat pertambahan daftar ini. Walaupun disambut
gembira oleh kimiawan, masalahmasalh baru muncul. Salah satu pertanyaan adalah
‘Apakah jumlah unsur terbatas?’ dan pertanyaan lain adalah ‘Apakah sifat
unsur-unsur diharapkan akan mempunyai keteraturan tertentu?’
Penemuan unsu-unsur baru mengkatalisi diskusi-diskusi semacam ini. Ketika
iodin ditemukan di tahun 1826, kimiawan Jerman Johann Wolfgang Döbereiner (1780-1849)
mencatat kemiripan antara unsur ini dengan unsur yang telah dikenal khlorin dan
bromin. Ia juga mendeteksi trio unsur mirip lain. Inilah yang dikenal dengan
teori triade Döbereiner.
Tabel 5.1 Triade Döbereiner
|
litium (Li)
|
kalsium (Ca)
|
Khlorin (Cl)
|
sulfur (S)
|
mangan (Mn)
|
|
Natrium (Na)
|
stronsium (Sr)
|
Bromin (Br)
|
selenium (Se)
|
khromium (Cr)
|
|
kalium (K)
|
barium (Ba)
|
iodin (I)
|
telurium (Te)
|
Besi (Fe)
|
b. Prediksi Mendeleev dan kebenarannya
Banyak ide pengelompokan unsur yang lain yang diajukan tetapi tidak
memuaskan masyarakat ilmiah waktu itu. Namun, teori yang diusulkan oleh
kimiawan Rusia Dmitrij Ivanovich Mendeleev (1834-1907), dan secara independen
oleh kimiawan Jerman Julius Lothar Meyer (1830-1895) berbeda dengan
usulan-usulan lain dan lebih persuasif. Keduanya mempunyai pandangan sama
sebagai berikut:
Pandangan Mendeleev dan Meyer
- Daftar unsur yang ada waktu itu mungkin belum lengkap.
- Diharapkan sifat unsur bervariasi secara sistematik. Jadi sifat unsur yang belum diketahui dapat diprediksi.
Awalnya teori Mendeleev gagal menarik perhatian. Namun, di tahun 1875,
ditunjukkan bahwa unsur baru galium ditemukan oleh kimiawan Perancis Paul Emile
Lecoq de Boisbaudran (18381912) ternyata bukan lain adalah eka-aluminum yang
keberadaan dan sifatnya telah diprediksikan oleh Mendeleev. Jadi, signifikansi
teori Mendeleev dan Meyer secara perlahan diterima. Tabel 5.2 memberikan sifat
yang diprediksi oleh Mendeleev untuk unsur yang saat itu belum diketahui
ekasilikon dan sifat germanium yang ditemukan oleh kimiawan Jerman Clemens
Alexander Winkler (1838-1904).
Tabel 5.2 Prediksi sifat unsu
eka-silikon oleh Mendeleev dan perbandingannya dengan sifat yang kemudian
ditemukan.
|
Sifat
|
eka-silicon
|
germanium
|
|
Massa atom relatif
|
72
|
72,32
|
|
Rapat massa
|
5,5
|
5,47
|
|
Volume atom
|
13
|
13,22
|
|
Valensi
|
4
|
4
|
|
Kalor jenis
|
0,073
|
0,076
|
|
Rapat jenis
dioksida
|
4,7
|
4,703
|
|
Titik didih
tetrakhlorida (°C)
|
<100
|
86
|
Mendeleev mempublikasikan tabel yang dapat dianggap sebagai asal mula tabel
periodik modern. Dalam menyiapkan tabelnya, Mendeleev awalnya menyusun unsur
berdasarkan urutan massa
atomnya, sebagaimana pendahulunya. Namun, ia menyatakan keperiodikan sifat, dan
kadang menyusun ulang unsur-unsur, yang berakibat membalikkan urutan massa atom.
Lebih lanjut, situasinya diperumit sebab prosedur menentukan massa atom belum distandarkan, dan kadang kimiawan mungkin
menggunakan massa
atom yang berbeda untuk unsur yang sama. Dilema ini secara perlahan diatasi
setelah International Chemical Congress (Kongres ini diadakan di tahun
1860 di Karlsruhe,
Jerman. Tujuan kongres ini untuk mendiskusikan masalah penyatuan massa atom. Dalam
kesempatan ini Cannizzaro mengenalkan teori Avogadro.) pertama yang dihadiri
oleh Mendeleev, namun kesukaran-kesukaran tetap ada.
c. Tabel Periodik dan konfigurasi elektron
Tabel periodik secara terus menerus bertambah unsurnya setelah tabel
periodik diusulkan Mendeleev. Sementara, muncul berbagai masalah. Salah satu
masalah penting adalah bagaimana menangani gas mulia, unsur transisi
dan unsur tanah jarang. Semua masalah ini dengan baik diselesaikan dan
membuat tabel periodik lebih bernilai. Tabel periodik, kitab suci kimia, harus
dirujuk secara rutin.
Golongan baru gas mulia dengan mudah disisipkan di antara unsur positif yang
sangat reaktif, logam alkali (golongan 1) dan unsur negatif yang sangat
reaktif, halogen (golongan 7).
Unsur logam transisi diakomodasi dalam tabel periodik dengan menyisipkan periode
panjang walaupun rasionalnya tidak terlalu jelas. Masalah yang nyata adalah
lantanoid. Lantanoid ditangani sebagai unsur “ekstra” dan ditempatkan secara
marjinal di luar bagian utama tabel periodik. Namun, sebenarnya prosedur ini
tidak menyelesaikan masalah utama. Pertama, mengapa unsur ekstra ini ada tidak
jelas, bahkan lebih menjadi teka-teki adalah pertanyaan: apakah ada batas
jumlah unsur dalam tabel periodik? Karena ada unsur-unsur yang sangat mirip,
sangat sukar untuk memutuskan berapa banyak unsur dapat ada di alam.
Teori Bohr dan percobaan Moseley menghasilkan penyelesaian teoritik
masalah-masalah ini. Penjelasan tabel periodik dari periode pertama sampai
periode ketiga dapat dijelaskan dengan teori konfigurasi elektron yang
dipaparkan di bab 4. Periode pertama (1H dan 2He)
berkaitan dengan proses memasuki orbital 1s. Demikian juga periode kedua (dari 3Li
sampai 10Ne) berkaitan dengan pengisian orbital 1s, 2s dan 2p, dan
periode ke-3 (dari 11Na sampai 18Ar) berkaitan dengan
pengisian orbital 1s, 2s, 2p, 3s dan 3p.
Periode panjang dimulai periode ke-4. Penjelasan atas hal ini adalah karena
bentuk orbital d yang berbeda drastis dari lingkaran, dan jadi energi elektron
3d bahkan lebih tinggi dari 4s. Akibatnya, dalam periode ke-4, elektron akan
mengisi orbital 4s (19K dan 20Ca) segera setelah
pengisian orbital 3s dan 3p, melompati orbital 3d. Kemudian elektron mulai
menempati orbital 3d. Proses ini berkaitan dengan sepuluh unsur dari 21Sc
sampai 30Zn. Proses pengisian orbital 4p selanjutnya berkaitan
dengan enam unsur dari 31Ga sampai 36Kr. Inilah alasan
mengapa periode ke-4 mengandung 18 unsur bukan 8. Energi elektron orbital 4f
jauh lebih tinggi dari orbital 4d dan dengan demikian elektron 4f tidak
memainkan peran pada unsur periode ke-4.
Periode ke-5 mirip dengan periode ke-4. Elektron akan mengisi orbital 5s, 4d
dan 5p dalam urutan ini. Akibatnya periode ke-5 akan memiliki 18 unsur. Orbital
4f belum terlibat dan inilah yang merupakan alasan mengapa jumlah unsur di
periode 5 adalah 18.
Jumlah unsur yang dimasukkan dalam periode ke-6 berjumlah 32 sebab terlibat
7×2 = 14 unsur yang berkaitan dengan pengisian orbital 4f. Awalnya elektron
mengisi orbital 6s (55Cs dan 56Ba). Walaupun ada bebrapa
kekecualian, unsur dari 57La sampai 80Hg berkaitan dengan
pengisian orbital 4f dan kemudian 5d. Deret lantanoid (sampai 71Lu)
unsur tanah jarang berkaitan dengan pengisian orbital 4f. Setelah proses ini,
enam unsur golongan utama (81Tl sampai 86Rn) mengikuti,
hal ini berkaitan dengan pengisian orbital 6p.
Periode ke-7 mulai dengan pengisian orbital 7s (87Fr dan 88Ra)
diikuti dengan pengisian orbital 5f menghasilkan deret aktinoid unsur tanah
jarang (dari 89Ac sampai unsur no 103). Dunia unsur akan meluas
lebih lanjut, tetapi di antara unsur-unsur yang ada alami, unsur dengan nomor
atom terbesar adalah 92U. Unsur setelah 92U adalah
unsur-unsur buatan dengan waktu paruh yang sangat pendek. Sukar untuk
meramalkan perpanjangan daftar unsur semacam ini, tetapi sangat mungkin unsur
baru akan sangat pendek waktu paruhnya.
Di Tabel 5.5, dirangkumkan hubungan antara tabel periodik dan konfigurasi
elektron.
Tabel 5.5 Konfigurasi elektron tiap perioda.
|
period
|
orbital yang diisi
|
jumlah unsur
|
|
1 (pendek)
|
1s
|
2
|
|
2 (pendek)
|
2s, 2p
|
2 + 6 = 8
|
|
3 (pendek)
|
3s, 3p
|
2 + 6 = 8
|
|
4 (panjang)
|
3d, 4s, 4p
|
2 + 6 + 10 = 18
|
|
5 (panjang)
|
4d, 5s, 5p
|
2 + 6 + 10 = 18
|
|
6 (panjang)
|
4f, 5d, 6s, 6p
|
2 + 6 + 10 + 14 = 32
|
Contoh Soal
5.1 Konfigurasi elektron lawrensium. Konfigurasi elektron 89Ac
adalah 86Rn.6d17s2. Tuliskan konfigurasi
elektron lawrensium 103Lr.
Jawab:
Lawrensium memiliki 14 elektron lebih banyak dari aktinium. Karena elektron
akan mengisi orbital 5f, konfigurasi elektronnya 103Lr adalah 86Rn.
5f146d17s2.
Sebagaimana dipaparkan sebelumnhya, hukumMoseley menyatakan bahwa ada
hubungan antara panjang gelombang λ sinar-X karakteristik unsur dan muatan
listrik intinya Z (yakni, nomor atom): 1/λ = c(Z – s)2 (2.11)
Berkat hukum Moseley, unsur-unsur kini dapat disebut dengan menyebut nomor
atomnya. Kini kita dapat dengan tepat mengetahui jumlah unsur di alam.
BENTUK ORBITAL ATOMIK
Penciptaan dan
penghancuran ikatan kimia terjadi dalam kegiatan interferensi gelombang
elektron. Mekanismenya berhubungan dengan bentuk dari fungsi orbital
atomnya. Dalam bagian ini, klasifikasi dan sifat dari bentuk orbital
akan didiskusikan untuk orbital atomik dari atom hidrogenik sebagai
suatu contoh.
2.2.1 Klasifikasi orbital atomik
Orbital
atomik adalah fungsi gelombang yang menyatakan gerakan elektron dalam
sebuah atom dan orbital atomik diklasifikasikan ke dalam beberapa jenis
terhadap bilangan kuantum utama dan bilangan kuantum azimut l sebagaimana dituliskan pada Tabel 2.2.
Bilangan
kuantum azimut berkaitan dengan sifat dari deret spektral dalam spektra
atomik. Ini akan memberikan keadaan bahwa huruf pertama dalam penamaan
deret spektral seperti pada ketajaman, keutamaan difusi dan hal yang
mendasar telah digunakan sebagai s untuk l = 0, p untuk l = 1 dan f
untuk l = 3.
Tabel 2.2. Klasifikasi dari orbital atomik
2.2.2 Fungsi-fungsi sudut untuk s, p, d.
Penamaan
s, p, d untuk orbital atomik digunakan untuk mengklasifikasikan bagian
angular. Meskipun prototipe dari fungsi bagian angular adalah fungsi
harmonik sperikal Yl,m( θ,φ) dalam
perhitungan nyata dan fungsi konvensional yang diberikan pada tabel 2.3
lebih digunakan untuk suatu alasan tertentu dan alasannya yang diberikan
di bawah ini. Bagian angular seperti s, p dan d berkaitan dengan
mekanisme dan sifat arah dalam pembentukan ikatan kimia dan ini akan
menyebabkan arah dan tanda dari bagian angular harus dipelajari secara
hati-hati.
Fungsi s dalam bagian angular hanya memiliki satu jenis, yaitu fungsi harmonik sperikal Y0,0
sebagaimana ditunjukkan dalam Tabel 2.3, di mana memiliki sebuah nilai
konstan dan tidak bergantung pada sudut θ dan φ. Dengan demikian orbital
s berbentuk bola dan nilai dari fungsi orbital s adalah sama dengan
sebuah nilai konstan terhadap jarak r, tidak bergantung pada arah.
Tiga jenis harmonik sperikal Y1,-1, Y1,0, Y1,1 berkaitan dengan fungsi p. Sebagaimana ditunjukkan dalam Tabel 1.3 dalam bagian 1.13, Y1,-1 dan Y1,1 adalah fungsi-fungsi bilangan kompleks dan Y1,0 adalah sebuah fungsi riil yang diekspresikan sebagai berikut:
(2.20)
Di sini hubungan z = r cos θ dari definisi tentang koordinat polar digunakan. Y1,0 bergantung pada sudut polar θ menunjukkan bahwa sudut tersebut terdefleksi dari sumbu z dan nilai absolut dari Y1,0 berada pada nilai maksimum pada arah sumbu z. Karenanya, fungsi Y1,0 disebut sebagai fungsi pz.
(2.21)
Fungsi
yang sama dan bergantung pada sudut defleksi dari sumbu x dan sumbu y
dapat juga didefinisikan dalam persamaan berikut dan mereka disebut
sebagai fungsi px dan py.
(2.22)
(2.23)
Kecuali untuk kasus-kasus yang khusus seperti dalam sebuah medan magnet, ketiga fungsi px, px dan pz
secara konvensional digunakan sebagai bagian angular dari fungsi-fungsi
p. Fungsi-fungsi p ini seluruhnya memenuhi persamaan eigen (2.6) dengan
sebuah bilangan kuantum azimut l = 1.
Dalam kasus di
mana m ≠ 0 , fungsi harmonik sperikal dala m Tabel 1.3 secara umum
adalah fungsi-fungsi kompleks dan perhitungan matematikanya rumit. Akan
lebih mudah jika menggunakan fungsi-fungsi berikut dengan nilai-nilai
riil yang dinotasikan sebagai Yl,m+ dan Yl,m− dan semuanya ekivalen dengan Yl,m, Yl,−m untuk memenuhi persamaan (2.6).
(2.24)
(2.25)
Fungsi-fungsi ini digunakan dalam Tabel 2.3 untuk fungsi p dan d.
Lima jenis fungsi d ditunjukkan dalam Tabel 2.3 dan ini berhubungan dengan bagian angular (sudut) untuk l
= 2 dan karakteristik arahnya lebih kompleks dibandingkan dengan
orbital p. Karakteristik 3 dimensi dari fungsi-fungsi orbital tidak
dapat dilihat dengan mudah melalui ekspresi matematikanya dan kita akan
mengenalkan beberapa tipe dari ekspresi yang tipikal dan menunjukkan
bentuk-bentuknya.
Tabel 2.3. Fungsi s, p dan d untuk bagian angular.
2.2.3 Kebergantungan sudut dan bentuk dari koordinat-koordinat polar
Bagian sudut Y(θ,φ)
menentukan kebergantungan sudut dari kemungkinan untuk menentukan
sebuah elektron. Dengan mengambil |Y| dalam setiap arah sebagai panjang
sebuah vektor terhadap titik awal, sebuah kontur dapat dibuat dengan
titik puncak vektor tersebut memberikan sebuah gambaran atas koordinat
polar dalam permukaan 3 dimensi dan ditunjukkan dalam Gambar 2.3.
Gambar-gambar ini menyatakan kebergantungan sudut dari orbital atom.
Simbol + dan – dalam Gambar 2.3 menunjukkan tanda untuk Y(θ,φ).
Gambar 2.3 Kebergantungan sudut dari orbital s, p dan d.
Contoh 2.2. Buatlah gambar dari koordinat polar untuk fungsi pz, Y1,0 dalam bidang x-z
(Jawaban).
Karena φ = 0, y = 0 dalam bidang x-z, koordinat x dan z dari titik
puncak dari vektor P(x,0,z) menunjukkan besaran dan jaraknya dari titik
pusat diberikan sebagai berikut
Di sini Y adalah
Dengan memperhatikan bahwa |cosθ| = cosθ untuk 0 ≤ θ ≤ π / 2 dan dengan menggunakan sebuah konstanta a,
x dan y dapat dinyatakan sebagai
Karenanya
Dengan demikian kita mendapatkan
Ini akan menghasilkan gambar berupa sebuah lingkaran dengan jari-jari a/2 dan terletak pada ( x,z) = (0, a / 2) . Lingkaran yang lain dengan jari-jari a/2 terletak pada (x,z) = (0,− a / 2) juga memenuhi syarat karena |cosθ| = − cosθ untuk π / 2 ≤ θ ≤ π.
Dengan demikian kita mendapatkan dua lingkaran dengan jari-jari yang
sama dengan titik pusat berada pada sumbu z dan membuat kontak satu
dengan lainnya pada titik pusat sebagaimana ditunjukkan dalam gambar
berikut.
Untuk
φ ≠ 0 , gambar di atas harus dirotasikan pada sudut φ di sekitar sumbu z
untuk menghasilkan gambar 3 dimensi yang terdiri dari pasangan sperikal
sebagaimana ditunjukkan pada Gambar 2.3.
2.2.4 Kebergantungan radial dan distribusi radial
Kebergantungan radial dari orbital atomik pada jarak r dari inti atom ditentukan oleh bagian radial Rn,l(r).
Probabilitas untuk menemukan sebuah elektron dalam daerah antara sebuah
pasangan bola dengan jari-jari r dan r + dr dilakukan dengan
memperkenalkannya sebagai D(r)dr, dan d(r) didefinisikan sebagai fungsi
distribusi radial yang digunakan untuk memahami kebergantuangan radial
dari sebuah fungsi gelombang. Gambar 2.4 menunjukkan beberapa contoh
dari D(r) untuk sebuah atom hidrogen. Penurunan fungsi distribusi radial
D(r) akan dilakukan sebagai berikut. Dikarenakan d(r) akan menjadi 0
ketika bagian radial R memiliki sebuah noda, terdapat ( n-l)
titik-titik maksimum yang mana jumlahnya satu lebih banyak dibandingkan
dengan jumlah noda untuk R. Nilai terbesar dari D(r) terletak pada nilai
maksimum terluar. Jarak dari nilai terbesar rmax meningkat dengan meningkatnya n. rmax
menunjukkan tempat di mana probabilitas untuk menemukan sebuah elektron
sangat besar dan jarak ini memberikan ukuran kulit elektron, ukuran
atom dan juga panjang ikatan.
Marilah kita menurunkan rumus untuk
D(r). Integrasi dari D(r) dari 0 ke ∞ harus sama dengan probabilitas
untuk menemukan elektron dalam seluruh ruang yang merupakan nilai
integrasi dari kuadrat dari fungsi gelombang Ψ pada seluruh daerah dalam
ruang 3 dimensi. Nilai ini harus merupakan nilai yang finit disebabkan
oleh persyaratan normalisasi. Dengan demikian,
(2.26)
Gambar 2.4 Fungsi distribusi radial D(r) = r2R2n,l.
Gambar 2.5. Elemen volume dv = r2 sin θdφdθdr untuk koordinat polar.
(2.27)
Harus
dicatat bahwa jangkauan dari integrasi adalah dari 0 ke 2π untuk φ,
dari 0 ke π untuk θ, dan dari 0 ke ∞ untuk r. Dengan memasukkan
penggantian ini dalam sisi bagian kanan pada persamaan (2.26) dan
membandingkannya dengan sisi sebelah kiri, kita mendapatkan rumus untuk
D(r) dengan proses integrasi berikut.
(2.28)
Berikutnya,
penggantian untuk Ψ dengan sebuah produk dari bagian radial R akan
memberikan sebuah integrasi untuk bagian sudut dari Y terhadap
sudut-sudut θ dan φ, yang juga sama dengan kondisi normalisasi untuk
fungsi harmonik sperikal Y.
(2.29)
Dengan demikian kita akan mendapatkan sebuah rumus untuk D(r) sebagai berikut.
(2.30)
Contoh 2.3 Carilah D(r) untuk fungsi gelombang 1s dari sebuah atom hidrogenik.
(Jawaban) Fungsi gelombang 1s untuk atom hidrogenik diberikan sebagai berikut
Dengan
menggunakan bagian radial dari fungsi gelombang ini dan persamaan
(2.30), fungsi distribusi radial D(r) dinyatakan sebagai berikut
< img src="images/kuantum/kuantum02_02x.jpg" border="0" alt="" width="102" height="34" />
Di sini
Jelas terlihat dari diferensiasi pada persamaan ini bahwa nilai maksimum dari D(r) terletak pada r = a0 / Z . Dalam kasus sebuah atom hidrogen (Z = 1), jarak untuk nilai maksimum sama dengan a0, dan ini hampir sama dengan radius Bohr aB.
2.2.5 Garis-garis kontur
Beberapa
alat diperlukan untuk merepresentasikan fungsi gelombang atomik karena
mereka adalah fungsi-fungsi dalam koordinat 3 dimensi. Sebagai contoh,
garis-garis kontur dapat digambarkan pada sebuah bidang untuk Ψ atau |Ψ|2 pada nilai yang sama (Gambar.2.6).
Gambar 2.6 Garis kontur untuk Ψ dan |Ψ|2.
Karena
orbital s memiliki simetri sperikal, garis-garis melingkar yang rapat
akan digambarkan untuk setiap bidang. Di samping itu orbital, px, py, dan pz
memiliki simetri aksial yang berkaitan dengan sumbu kartesian dan
dengan demikian nilai terbesarnya akan muncul sebagai sebuah pasangan
dari titik-titik pada sumbu-sumbu pada posisi simetrisnya. Tanda dari
fungsi p untuk pasangan-pasangan titik ini saling berlawanan satu dengan
yang lainnya. Hal ini dikarenakan setiap fungsi p berubah tandanya
terhadap refleksi dalam bidang termasuk titik awal dan berada pada
posisi vertikal terhadap sumbu, Ψ = 0 dalam bidang. Dengan kata lain,
setiap fungsi p memiliki sebuah bidang noda yang tegak lurus terhadap
sumbu.
Tidak ada komentar:
Posting Komentar