It is very interesting for me to read this post. Thank you for it. I like such topics and everything that is connected to them. I would like to read more soon. BTW, pretty good design you have here, but how about changing it every few months?
Model atom menurut para ahli
Model Atom Niels Bohr
Pada tahun 1913 Niels Bohr mencoba menjelaskan model atom Bohr melalui konsep elektron yang mengikuti orbit mengelilingi inti atom yang mengandung proton dan neutron. Menurut Bohr, hanya terdapat orbit dalam jumlah tertentu, dan perbedaan antar orbit satu dengan yang lain adalah jarak orbit dari inti atom. Keberadaan elektron baik di orbit yang rendah maupun yang tinggi sepenuhnya tergantung oleh tingkatan energi elektron. Sehingga elektron di orbit yang rendah akan memiliki energi yang lebih kecil daripada elektron di orbit yang lebih tinggi.
Bohr menghubungkan elektron yang mengorbit dan pengamatan terhadap spektrum gas melalui sebuah pemikiran bahwa sejumlah energi yang dikandung dalam elektron dapat berubah, dan karena itu elektron dapat mengubah orbitnya tergantung dari perubahan energinya. Dalam situasi pemakaian arus listrik melewati gas bertekanan rendah, elektron menjadi de-eksitasi dan berpindah ke orbit yang lebih rendah. Dalam perubahan ini, elektron kehilangan sejumlah energi yang merupakan perbedaan tingkat energi kedua orbit. Energi yang dipancarkan ini dapat dilihat dalam bentuk sebuah photon cahaya yang panjang gelombangnya berdasar pada perbedaan tingkat energi kedua orbit.
Secara ringkas, Bohr mengemukakan:
1. Elektron dalam atom bergerak mengelilingi inti pada lintasan-lintasan tertentu, tidak memancarkan energi. Lintasan-lintasan elektron itu disebut kulit atau tingkat energi elektron.
2. Elektron dapat berpindah dari satu lintasan ke lintasan yang lain.
3. Perpindahan elektron dari tingkat energi tinggi ke rendah disertai pemancaran energi. Sedang perpindahan elektron dari tingkat energi rendah ke tinggi disertai penyerapan energi.
4. Elektron yang bergerak pada lintasannya berada pada keadaan stasioner, artinya elektron tidak memancarkan atau menyerap energi.
Walaupun model atom Bohr cukup untuk memodelkan spektrum hidrogen, model ini terbukti tidak cukup untuk memprediksikan spektrum elemen yang lebih kompleks
Model Atom Rutherford
Pada tahun 1910, Ernest Rutherford melakukan percobaan pada kebenaran model ini dengan melakukan yang sekarang dikenal sebagai eksperimen hamburan Rutherford (Rutherford scattering experiment).
Rutherford menemukan partikel-?, sebuah partikel yang dipancarkan oleh atom radioaktif, pada tahun 1909. Partikel ini memiliki muatan positif, dan faktanya adalah kita sekarang tahu bahwa partikel-? seperti atom helium dilepaskan dari elektronnya, memberikannya muatan 2+. Dalam eksperimen hamburan ini, aliran partikel-? ini diarahkan ke lembaran emas. Lembaran emas ini dipilih oleh Rutherford karena dapat dibuat sangat tipis–hanya setebal beberapa atom emas. Saat partikel-? melintasi lembaran emas, Rutherford dapat mengukur berapa banyak partikel-? yang akan dihamburkan oleh atom emas dengan mengamati kilatan cahaya partikel-? menabrak layar scintilator. Di bawah teori atom Thomson, Rutherfod berhipotesa partikel-? akan dibelokkan sedikit, saat proton emas menolak partikel-? yang bermuatan positif tinggi.
Namun pada kenyataannya, eksperimen hamburan Rutherford menunjukkan hasil yang jelas-jelas menolak hipotesis tersebut dan tentunya model atom Thomson. Rutherfod menemukan sebagian besar partikel alfa mampu menembus lembaran emas tanpa dibelokkan. Bersamaan dengan itu, Rutherford juga menemukan partikel alfa yang dibelokkan sedikit, namun dengan sangat mengejutkan, Rutherford juga menemukan beberapa partikel alfa yang dibelokkan pada sudut yang sangat tajam kembali ke sumber radioaktif.
Untuk menjelaskan adanya sebagian besar partikel-? yang menembus lembaran emas tanpa dibelokkan, Rutherford kemudian mengembangkan model inti atom. Dalam model ini, Rutherford menempatkan sebuah proton yang besar (seperti eksperimen dan model sebelumnya) di pusat atom. Rutherford berteori bahwa di sekitar proton terdapat ruang besar yang kosong dari segala partikel kecuali elektron yang jarang-jarang. Ruang terbuka yang besar ini memberikan alasan adanya partikel alfa yang tidak terbelokkan. Partikel alfa yang dibelokkan sedikit diperkirakan telah lewat cukup dekat dari proton sehingga dibelokkan oleh gaya elektrostatik. Sedangkan beberapa partikel alfa yang dibelokkan kembali ke sumber diperkirakan telah mengalami tumbukan dengan inti sehingga dipantulkan kembali oleh gaya elektrostatik
Model Atom JJ. Thomson
Pada awal 1900an, J.J. Thomson mengusulkan model atom baru yang mengikutkan keberadaan partikel elektron dan proton. Karena eksperimen menunjukkan proton memiliki massa yang jauh lebih besar dibandingkan elektron, maka model Thomson menggambarkan atom sebagai proton tunggal yang besar. Di dalam partikel proton, Thomson memasukkan elektron yang menetralkan adanya muatan positif dari proton. Menurut Thomson, atom terdiri dari suatu bulatan bermuatan positif dengan rapat muatan yang merata. Di dalam muatan positif ini tersebar elektron dengan muatan negatif yang besarnya sama dengan muatan positif. Cara yang populer untuk menggambarkan model ini adalah dengan menganggap elektron sebagai kismis (plumb) di dalam kue puding proton, sehingga model ini diberi nama model kue kismis (plumb-pudding model).
Walaupun model atom Thomson adalah yang pertama yang memasukkan konsep adanya proton dan elektron yang bermuatan, model Thomson tidak mampu melewati pengamatan pada eksperimen-eksperimen berikutnya. Sebagai catatan, proton yang digunakan dalam model Thomson ini bukanlah partikel proton yang ditemukan di model yang lebih modern. Bahkan sesungguhnya dapat dikatakan model Thomson tidak memiliki proton, namun sebuah sel bermuatan positif.
Pengaruh model atom Dalton dapat dilihat dengan jelas pada model Thomson. Dalton berspekulasi bahwa atom adalah benda padat, dan Thomson mendukung gagasan ini dalam modelnya dengan mengelompokkan elektron dan proton bersama-sama.
Model Atom James Chadwick
Pada tahun 1932, model atom Rutherford dimodifikasi sedikit oleh adanya penemuan neutron oleh James Chadwick. Chadwick menemukan bahwa penembakan partikel-? terhadap berilium dapat menghasilkan neutron, partikel tak bermuatan, namun dengan massa sedikit lebih besar dibandingkan massa proton. Sehingga, model atom kontemporer adalah model dengan inti atom besar yang mengandung proton dan neutron dikelilingi oleh awan tipis elektron. Adanya neutron juga menjelaskan mengapa massa atom lebih berat dari massa total proton dan elektronnya.
Dengan pengertian dasar tentang bagian fundamental atom seperti elektron, proton, dan neutron, maka dapat dimungkinkan adanya model yang lebih rumit dan lengkap lagi dari atom yang cukup dapat menjelaskan sifat dan karakteristik atom dan senyawa atom
Model Atom John Dalton
Pada tahun 1803, John Dalton mengembangkan konsep atom modern pertama. Model Dalton menaruh perhatian utamanya pada sifat kimia atom, yaitu bagaimana atom membentuk senyawa, daripada mencoba untuk menjelaskan sifat fisika atom. Konsep utama dari model Dalton adalah sebagai berikut:
1. Sebuah elemen terdiri dari partikel yang sangat kecil dan tidak dapat dibagi lagi disebut atom.
2. Semua atom dari elemen tertentu memiliki karakteristik yang identik, yang membedakan mereka dengan atom elemen lain.
3. Atom tidak dapat diciptakan, dimusnahkan, atau diubah menjadi atom dari elemen lain.
4. Senyawa terbentuk ketika atom-atom elemen yang berbeda bergabung satu sama lain dalam sebuah rasio tertentu.
5. Jumlah dan jenis atom tersebut adalah konstan dalam senyawa tertentu.
Poin pertama dari teori Dalton berhubungan dengan pengertian orang Yunani tentang atom, yaitu sebuah unit kecil yang bekerja bersama atom lain untuk membentuk senyawa yang lebih besar. Dalton juga mampu untuk memahami tentang adanya sifat elemen yang berbeda-beda dapat dijelaskan dengan bukti adanya berbagai macam atom, yang masing-masing memiliki karakteristik yang berbeda-beda. Poin ke-3 dari model Dalton menunjukkan bahwa atom tidak dapat diubah dengan cara kimia. Ini ditunjukkan dengan bagaimana garam dapat diambil walaupun telah larut dalam air. Poin ke-4 dan ke-5 mendeskripsikan bagaimana atom-atom dapat membentuk senyawa kimia. Konsep-konsep ini secara tepat menjelaskan cara pembentukan senyawa, dan masih digunakan hingga sekarang. Model Dalton, sebagai contoh, dapat menjelaskan bahwa air merupakan senyawa yang berbeda (dengan sifat dan ciri yang berbeda) dari hidrogen hidroksida karena memiliki 1 atom hidrogen lebih sedikit dalam tiap senyawanya daripada yang dimiliki hidrogen hidroksida. Walaupun teori Dalton cukup untuk menjelaskan keberadaan atom, namun struktur atom masih belum dijelaskan dan alasan mengapa elemen yang berbeda memiliki sifat dan ciri yang berbeda masih belum terjawab.
SIFAT-SIFAT UMUM UNSUR DALAM SISTEM PERIODIK
1. Jari-jari Atom
Jari-jari atom adalah jarak dari inti atom sampai kulit terluar.
Unsur-unsur yang segolongan, jari-jari atom makin ke bawah makin besar sebab
jumlah kulit yang dimiliki atom makin banyak, sehingga kulit terluar makin jauh dari
inti atom.
Unsur-unsur yang seperiode, jari-jari atom makin ke kanan makin kecil. Unsur-unsur
yang seperiode memiliki jumlah kulit yang sama. Akan tetapi, tidaklah berarti mereka
memiliki jari-jari atom yang sama pula. Semakin ke kanan letak unsur, proton dan
elektron yang dimiliki makin banyak, sehingga tarik-menarik inti dengan elektron
makin kuat. Akibatnya, elektron-elektron terluar tertarik lebih dekat ke arah inti
Jari-jari atom makin besar
2. Energi ionisasi
Energi ionisasi adalah energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron terluar
suatu atom. Energi ionisasi ini dinyatakan dalam satuan kJ mol–1.
Unsur-unsur yang segolongan, energi ionisasinya makin ke bawah semakin kecil
karena elektron terluar makin jauh dari inti (gaya tarik inti makin lemah), sehingga
elektron terluar makin mudah dilepaskan.
Unsur-unsur yang seperiode, gaya tarik inti makin ke kanan makin kuat,
sehingga energi ionisasi pada umumnya makin ke kanan makin besar.
Energi ionisasi makin besar
3. Elektronegativitas (Keelektronegatifan)
Keelektronegatifan adalah kemampuan atau kecenderungan suatu atom untuk
menangkap atau menarik elektron dari atom lain.
Unsur-unsur yang segolongan, keelektronegatifan makin ke bawah makin kecil sebab
gaya tarik inti makin lemah.
Unsur-unsur yang seperiode, keelektronegatifan makin ke kanan makin besar. Akan
tetapi perlu diingat bahwa golongan VIIIA tidak mempunyai keelektronegatifan.
Hal ini karena sudah memiliki 8 elektron di kulit terluar. Jadi keelektronegatifan
terbesar berada pada golongan VIIA.
Elektronegativitas makin besar.
4. Afinitas Elektron
Afinitas elektron adalah energi yang menyertai proses penambahan 1elektron pada
satu atom netral dalam wujud gas, sehingga terbentuk ion bermuatan –1.
Afinitas elektron juga dinyatakan dalam kJ mol–1. Unsur yang memiliki afinitas
elektron bertanda negatif, berarti mempunyai kecenderungan lebih besar dalam
menyerap elektron daripada unsur yang afinitas elektronnya bertanda positif. Makin
negatif nilai afinitas elektron, maka makin besar kecenderungan unsur tersebut dalam
menyerap elektron (kecenderungan membentuk ion negatif).
Afinitas Elektron makin besar.
5. Sifat Logam
Sesuai dengan kecenderungan energi ionisasi dan keelektronegatifan, maka sifat
logam-nonlogam dalam periodik unsur adalah:
a. Dari kiri ke kanan dalam satu periode, sifat logam berkurang, sedangkan
sifat nonlogam bertambah.
b. Dari atas ke bawah dalam satu golongan, sifat logam bertambah, sedangkan
sifat nonlogam berkurang.
Sifat logam bertambah besar
6. Titik Didih dan Titik Cair (Leleh)
Dalam satu periode, titik cair dan titik didih naik dari kiri ke kanan sampai golongan
IVA, kemudian turun drastis. Titik cair dan titik didih terendah dimiliki oleh unsur
golongan VIIIA.
Dalam satu golongan, ternyata ada dua jenis kecenderungan:
a. Unsur-unsur golongan IA – IVA, titik cair dan titik didih makin rendah dari
atas ke bawah
b. Unsur-unsur golongan VA – VIIIA, titik cair dan titik didihnya makin tinggi.
7. Kereaktifan
Kereaktifan unsur-unsur logam bertambah dari atas ke bawah dalam satu golongan,
sedangkan unsur-unsur non logam kereaktifannya berkurang dari atas kebawah dalam
satu golongan.
Kimia SMAN 113 Jakarta (www.kimiavegas.wordpress.com)
Guru Mata Pelajaran : Gianto, SPd
Facebook: multios2009@gmail.com
Konfigurasi Elektron Dalam Atom
Atom dengan lebih dari satu elektron akan memberikan persamaan Schrödinger
yang rumit, karena setiap elektron tidak hanya mendapat gaya tarik dari inti atom
saja melainkan juga mendapat gaya tolak dari elektron-elektron yang lain. Kita akan
mencoba melihat persamaan yang masih bisa disederhanakan dengan pengabaianpengabaian
tertentu, yaitu atom dengan dua elektron. Setelah itu kita akan langsung
mempelajari konfigurasi elektron dalam atom.
Marcelo Alonso dan J.D. Finn, dan juga Daniel D. Pollock, membahas konfigurasi
elektrón dalam atom ini dengan cukup rinci. [1.3]. Dalam pembahasan berikut ini
kita akan menyertakan pula pemahaman mengenai orbital serta grup-grup unsur
yang merupakan pelajaran kimia tingkat awal. Kita akan melihat pula pengertian
mengenai energi ionisasi serta afinitas elektron unsur-unsur.
5.1. Atom Dengan Dua Elektron
Energi potensial dari keseluruhan atom dapat dinyatakan dengan
Σ Σ πε
+
πε
= −
elektron
pasangan
semua ij
elektron
semua
r
e
r
Ze
V r
0
2
0
2
4 4
( ) (5.1)
Suku kedua (5.1) selalu berubah karena posisi setiap elektron berubah setiap saat..
Oleh karena itu kita tidak dapat mengetahui potensial dari setiap dan tidak dapat
menghitung energi masing-masing elektron secara terpisah melainkan hanya bisa
melihat potensial atom secara keseluruhan. Persoalan atom dengan banyak elektron
tidak dapat dipecahkan secara eksak.
Kita akan mengambil contoh atom dengan dua elektrton. Misalkan r1 dan r2 berturutturut
adalah jarak ke inti atom dari elektron pertama dan elektron ke-dua, sedangkan
r12 adalah jarak antara elektron pertama dan elektron ke-dua. Dengan dua elektron
ini persamaan (5.1) menjadi
0 12
2
0 2
2
0 1
2
4 4 4
( )
r
e
r
Ze
r
Ze
V r
πε
+
πε
−
πε
= − (5.2)
Pemecahan persamaan hanya dapat dipecahkan secara pendekatan. Sebagai
pendekatan pertama kita mengabaikan adanya interaksi antara kedua elektron; ini
berarti suku ke-3 ruas kanan (5.2) diabaikan. Dengan cara ini setiap elektron dapat
di perlakukan seperti elektron pada atom yang hanya memiliki satu elektron.
Menggunakan relasi (4.11), dengan Z = 2, energi elektron menjadi
52 Sudaryatno S, Ning Utari, Mengenal Sifat-Sifat Material
4 13,6 54,4 eV
32 2 2
0
2
2 4
= − × = −
π ε
= −
h
mZ e
E
5.2. Konfigurasi Elektron Dalam Atom Netral
Dalam melihat konfigurasi elektron dalam atom, pertama-tama kita perlu melihat
kombinasi yang mungkin dari bilangan kuantum ml dan ms untuk setiap nilai dari
momentum sudut l. Untuk setiap nilai l terdapat 2l + 1 nilai ml dan setiap pasangan l
dan ml dapat mengakomodasi dua elektron masing-masing dengan ms = + ½ dan ms
= – ½ . Dengan mengikuti prinsip Pauli, maka jumlah maksimum elektron yang bisa
terakomodasi pada status nl adalah 2(2l + 1) seperti terlihat pada Tabel-5.1.
Tabel-5.1. Status Momentum Sudut dan Jumlah Elektron Maksimum
Status momentum sudut s p d f g
Jumlah maksimum
elektron
2 6 10 14 18
Sebagaimana telah kita pelajari, setiap tingkat energi yang ditentukan oleh n,
terdapat n momentum sudut yang memiliki energi yang sama, dengan nilai l mulai
dari l = 0 sampai l = (n – 1). Tabel-5.2 menunjukkan jumlah elektron maksimum
untuk setiap tingkat energi dan jumlah elektron yang dapat diakomodasi oleh sebuah
atom sampai tingkat energi ke-n.
Tabel-5.2. Kandungan Elektron.
kandungan elektron setiap
tingkat status momentum sudut
energi
n s p d f
Jumlah
elektron
tiap
tingkat
n
Jumlah
elektron
s/d
tingkat
n
1 2 2 2
2 2 6 8 10
3 2 6 10 18 28
4 2 6 10 14 32 60
Kita telah melihat jumlah elektron maksimum untuk setiap tingkat energi. Namun
bagaimanakah pengisian elektron di setiap tingkat energi tersebut? Kita akan
melihat lebih dahulu atom netral.
Orbital. Aplikasi persamaan Schrödinger memberikan pengertian kemungkinan
keberadaan elektron di sekitar inti atom. Jadi kita tidak mengetahui dengan pasti di
mana elektron berada. Kita katakan bahwa elektron berada dalam satu orbital
tertentu. Pengertian orbital elektron berbeda dengan orbit planet. Kita ambil contoh
atom H (hidrogen), yang memiliki satu elektron yang berada pada orbital-nya di
sekeliling inti. Kita tidak bisa menggambarkan orbital ini secara tajam sebagaimana
kita menggambarkan orbit bumi. Orbital electron lebih merupakan daerah atau
Konfigurasi Elektron Dalam Atom 53
ruangan di sekitar inti, di mana electron mungkin berada. Posisi electron tidaklah
pasti, akan tetapi ia berada dalam daerah yang kita sebut orbital tersebut.
Gb.5.1. memperlihatkan salah satu orbital yang
disebut orbital 1s, yaitu orbital yang paling dekat
dengan inti atom. Ruang yang diberi titik-titik
adalah ruang di mana elektron mungkin berada.
Makin rapat digambarkan titik-titik tersebut,
makin besar kemungkinan elektron ditemukan di
daerah itu. Dengan gambaran ini, orbital disebut
pula awan electron (electron cloud).
Orbital 1s memiliki simetri bola, yang diperlihatkan pada Gb.5.1. secara dua
dimensi. Selain orbital 1s, terdapat pula orbital 2s, 3s, dan seterusnya, dan mereka
juga memiliki simetri bola. Orbital 1s adalah yang paling dekat dengan inti. Orbital
2s lebih jauh dari inti dibandingkan dengan 1s. Orbital 3s lebih jauh lagi dari 2s, dan
seterusnya. Gb.5.2. menggambarkan situasi tersebut.
Gb. 5.2. Orbital 1s dan 2s
Angka-angka di depan huruf s menunjukkan tingkat energi (n = 1, 2, 3, dst), sedang
huruf s itu sendiri adalah nama dari obital, sesuai dengan status momentum sudut.
Jadi 1s adalah orbital s pada tingkat energi yang pertama dan ini adalah satu-satunya
orbital yang ada di tingkat energi yang pertama ini. Selanjutnya, 2s adalah orbital s
pada tingkat energi yang kedua, namun ia bukan satu-satunya orbital; di tingkat
energi yang kedua ini ada orbital lain yang disebut orbital p. Berikutnya, 3s adalah
orbital s pada tingkat energi yang ketiga dan selain orbital s, pada tingkat energi
ketiga ini ada orbital p dan orbital d. Jika orbital s memiliki simetri bola, tidak
demikian halnya dengan orbital p; orbital ini agak sulit untuk digambarkan.
Walaupun demikian akan kita lihat pada saatnya nanti.
Setiap orbital s hanya dapat dihuni oleh dua electron dan kedua electron harus
berkarakter berbeda, yaitu mereka harus memiliki spin yang berlawanan. Dengan
demikian maka atom H (hidrogen) yang hanya memiliki satu elektron, elektron itu
akan menempati orbital 1s. Atom He (helium) memiliki dua elektron dan keduanya
berada di orbital yang sama yaitu 1s, karena mereka memiliki spin yang berlawanan.
Atom Li (lithium) memiliki 3 elektron. Dua elektron menempati orbital 1s dan
karena 1s adalah satu-satunya orbital di tingkat energi yang pertama ini, maka
elektron yang ketiga harus menempati orbital di tingkat energi yang kedua, yaitu 2s.
inti atom 1s
2s
inti atom
Gb.5.1. Orbital 1s
54 Sudaryatno S, Ning Utari, Mengenal Sifat-Sifat Material
Atom Be (berilium) memiliki 4 elektron. Dua elektron akan menempati orbital 1s,
dua elektron lagi menempati 2s. Dengan demikian maka orbital 1s dan 2s penuh
terisi elektron.
Atom B (boron) memiliki 5 elektron. Dua elektron menempati 1s, dua elektron
menempati 2s. Elektron kelima masih bisa berada pada tingkat energi yang kedua
karena di tingkat energi ini masih tersedia orbital p. Jadi pada atom B, dua elektron
di 1s, dua elektron di 2s, dan satu elektron di 2p. Tidak seperti orbital s yang simetri
bola, orbital p memiliki simetri mengerucut pada tiga arah yang tegak lurus satu
sama lain yang biasanya di beri tanda arah x, y, z.
Gb.5.3. memperlihatkan posisi orbital 2p yang memiliki tiga arah yang biasa disebut
px, py, dan pz. Masing-masing arah orbital ini mampu menampung dua elektron. Jadi
untuk keseluruhan orbital p, ada enam elektron yang bisa ditampung. Oleh karena
itu tingkat energi yang kedua dapat menampung delapan elektron, dua di 2s dan
enam di 2p.
Atom C (karbon) memiliki 6 elektron. Dua di 1s, dua di 2s, dan dua di 2p.
Atom N (nitrogen) memiliki 7 elektron. Dua di 1s, dua di 2s, dan tiga di 2p.
Atom O (oksigen) memiliki 8 elektron. Dua di 1s, dua di 2s, dan empat di 2p.
Atom F (fluor) memiliki 9 elektron. Dua di 1s, dua di 2s, dan lima di 2p.
Atom Ne (neon) memiliki 10 elektron. Dua di 1s, dua di 2s, dan enam di 2p. Sampai
dengan atom Ne ini, tingkat energi yang kedua terisi penuh karena di sini ada orbital
2s dan 2p, dan dua-duanya terisi penuh. Oleh karena itu untuk atom berikutnya,
yaitu Na (natrium) yang memiliki 11 elektron, elektron yang ke-11 harus menempati
tingkat energi yang lebih tinggi, yaitu tingkat energi ketiga, orbital 3s.
Di tingkat energi yang ketiga, terdapat tiga macam orbital yaitu 3s, 3p, dan 3d.
Elektron ke-11 atom Na mengisi 3s. Elektron ke-12 atom Mg (magnesium) mengisi
3s, sehingga 3s menjadi penuh. Elektron ke-13 atom Al (alluminium) mulai mengisi
y
z
x
Gb.5.3. Orbital 2p.
Konfigurasi Elektron Dalam Atom 55
3p. Demikian seterusnya atom-atom berikutnya mengisi elektron di 3p sampai
orbital ini penuh, yang terjadi pada atom Ar (argon); total elektron atom Ar adalah
18, dua di 1s, dua di 2s, enam di 2p, dua di 3s, enam di 3p. Atom-atom yang
berikutnya akan kita lihat kemudian.
Penulisan Konfigurasi Elektron Unsur-Unsur. Dengan urutan pengisian orbital
elektron seperti diuraikan di atas, dituliskan konfigurasi (susunan) elektron pada
unsur-unsur dengan aturan sebagai berikut:
Dengan demikian maka kita tuliskan konfigurasi elektron unsur-unsur sebagai:
H: 1s1;
He: 1s2
Li: 1s2 2s1;
Be: 1s2 2s2;
B: 1s2 2s2 2p1;
C: 1s2 2s2 2p2;
N: 1s2 2s2 2p3;
O: 1s2 2s2 2p4;
F: 1s2 2s2 2p5;
Ne: 1s2 2s2 2p6………dst
5.3. Diagram Tingkat Energi
Telah disebutkan di atas bahwa angka didepan huruf menunjukkan tingkat energi.
Secara skematis tingkat energi tersebut diperlihatkan pada diagram Gb.5.4. berikut.
Gb.5.4. Diagram tingkat energi (tanpa skala)
Tingkat energi pertama adalah yang paling rendah; diatasnya, berturut-turut tingkat
kedua, ketiga dan seterusnya. Orbital digambarkan dengan kotak-kotak. Perhatikan
e
n
e
r
g
i
1s
2s
3s
4s
4p
3p
3d
2p
jumlah elektron
dalam orbital 1S2
macam orbital
(status)
tingkat energi
56 Sudaryatno S, Ning Utari, Mengenal Sifat-Sifat Material
bahwa di tingkat pertama hanya ada orbital 1s; di tingkat kedua ada 2s dan 2p; di
tingkat ketiga 3s, 3p, dan 3d; di tingkat keempat 4s, 4p, 4d, 4f (4d dan 4f tak
tergambar). Orbital p (2p, 3p, 4p) memiliki tiga kotak yang menunjukkan px, py, pz,
dan masing-masing kotak bisa diisi oleh 2 elektron dengan spin yang berlawanan.
Dengan demikian tergambarkan bahwa orbital p mampu menampung 6 elektron.
Orbital d digambarkan dengan lima kotak dan setiap kotak juga bisa menampung 2
elektron. Dengan demikian orbital d mampu menampung 10 elektron
Perhatikan pula bahwa di suatu tingkat energi tertentu, orbital s selalu sedikit lebih
rendah dari orbital p. Oleh karena itu terdapat kecenderungan bahwa orbital s akan
terisi elektron terlebih dulu sebelum pengisian elektron meningkat ke orbital p.
Keganjilan terjadi pada perubahan tingkat energi ketiga ke tingkat keempat; tingkat
energi 4s lebih rendah dari 3d. Hal ini terlihat pada perubahan konfigurasi dari Ar
(argon) ke K (kalium).
Ar: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
K: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 (bukan 3d1)
Ca: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 (bukan 3d2)
Sc: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2 (orbital 3d baru mulai terisi setelah 4s penuh)
Y: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2 4s2 (dan unsur selanjutnya pengisian 3d sampai
penuh)
Pada diagram tingkat energi Gb.5.4., orbital digambarkan dengan kotak-kotak.
Orbital p misalnya, digambarkan dengan 3 kotak mewakili orbital px, py, pz. Jika kita
gambarkan pengisian elektron pada orbitalnya menggunakan kotak-kotak, akan
terlihat sebagai berikut:
H: ↑ pengisian 1s;
He: ↑↓ pemenuhan 1s;
Li: ↑↓ ↑ pengisian 2s;
Be: ↑↓ ↑↓ pemenuhan 2s;
B: ↑↓ ↑↓ ↑ pengisian 2px dengan 1 elektron;
C: ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ pengisian 2py dengan 1 elektron;
N: ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ pengisian 2pz dengan 1 elektron;
O: ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ pemenuhan 2px;
F: ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ pemenuhan 2py;
Ne: ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ pemenuhan 2pz.
Konfigurasi Elektron Dalam Atom 57
Perhatikan bahwa pada atom He, orbital 1s terisi penuh. Pada atom Li, orbital 2s
mulai terisi dan menjadi penuh pada Be. Pada atom B orbital 2px mulai terisi dengan
satu elektron; berikutnya pada atom C orbital 2py terisi satu elektron, dan kemudian
pada atom N 2pz terisi satu elektron. Baru kemudian pada atom O orbital 2px terisi
kembali dan penuh. Seterusnya pada atom F 2py terisi penuh, dan kemudian pada
atom Ne 2pz terisi penuh.
Pada atom B, C, dan N terjadi pengisian satu elektron pada orbital 2px, 2py, 2pz.
Pada atom B, pengisian satu elektron tersebut adalah normal karena seharusnya
memang demikian. Akan tetapi pada C bukan 2px yang terisi untuk menjadi penuh
melainkan 2py yang terisi dengan satu elektron. Demikian pula pada N, 2pz terisi
satu elektron. Hal ini terjadi karena pada konfigurasi demikianlah gaya tolak antar
elektron dalam orbital p menjadi minimal. Jadi apabila tersedia orbital dengan
tingkat energi yang sama, seperti px, py, pz , pengisian dengan satu elektron akan
terjadi sejauh mungkin (dalam hal ini 3 kali pengisian satu elektron) baru kemudian
kembali untuk terjadinya pengisian penuh. Hal yang sama terjadi pada pengisian
orbital d.
Pada orbital d, terjadi pengisian satu elektron sebanyak lima kali, baru kemudian
kembali dari awal untuk terjadinya pengisian penuh. Perhatikan contoh berikut.
4d3: ↑ ↑ ↑
4d5: ↑ ↑ ↑ ↑ ↑
4d8: ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑
Dengan penggambaran dalam kotak, pengisian elektron pada orbitalnya terlihat
lebih cermat. Namun dalam penulisan konfigurasi unsur, kita akan tetap
menggunakan cara penulisan ringkas yang telah kita pelajari, misalnya N: 1s2 2s2
2p3 dan O: 1s2 2s2 2p4; isian orbital p tidak dirinci dalam tiga orbital namun kita
harus mengerti akan hal ini. Tabel 5.2. di akhir bab ini memuat konfigurasi elektron
unsur-unsur.
5.4. Blok-Blok Unsur.
Tabel 5.1. adalah Tabel Periodik yang dibuat hanya sampai dengan perioda ke-4
(tingkat energi keempat). Kita lihat pada tabel ini beberapa hal sebagai berikut:
Unsur di grup-1 dalam tabel periodik memiliki elektron terluar ns1 dan unsur grup-2
memiliki elektron terluar ns2. Unsur-unsur di kedua grup ini disebut unsur blok s
(pengisian elektron di orbital s). Semua unsur di grup-3 sampai gas mulia memiliki
elektron terluar di orbital p (kecuali He); mereka disebut sebagai unsur-unsur blok p
(pengisian elektron di orbital p).
Unsur blok d adalah unsur yang pengisian elektron-elektron terakhirnya terjadi di
orbital d. Unsur pertama blok d di perioda-3 adalah Sc (scandium) dan yang terakhir
adalah Zn (seng). Perhatikan bahwa ada dua unsur yang “menyimpang dari
keteraturan”, yaitu unsur Cr dan Cu. Elektron terakhir pada Cr mengatur posisi
58 Sudaryatno S, Ning Utari, Mengenal Sifat-Sifat Material
mereka sehingga terisi orbital 3d5 4s1 dan bukan 3d4 4s2. Pada Cu terjadi 3d10 4s1
bukan 3d9 4s2.
Dalam seri blok d terdapat kelompok unsur yang disebut sebagai unsur transisi;
unsur-unsur transisi didefinisikan sebagai unsur yang memiliki orbital d yang terisi
sebagian. Zn (anggota blok d paling kanan) tidak termasuk unsur transisi karena
memiliki orbital d yang terisi penuh (3d10).
Unsur-unsur di perioda-5 (tingkat energi ke-lima), yang memiliki urutan pengisian
elektron lebih rumit, belum akan dibicarakan di sini. Jadi dalam mengambil contohcontoh
unsur-unsur kita membatasi diri sampai unsur dengan tingkat energi
keempat.
Tabel.5.1. Blok-Blok Unsur. [3].
1
H
1s1
2
He
1s2
3
Li
[He]
2s1
4
Be
[He]
2s2
5
B
[He]
2s2
2p1
6
C
[He]
2s2
2p2
7
N
[He]
2s2
2p3
8
O
[He]
2s2
2p4
9
F
[He]
2s2
2p5
10
Ne
[He]
2s2
2p6
11
Na
[Ne]
3s1
12
Mg
[Ne]
3s2
13
Al
[Ne]
3s2
3p1
14
Si
[Ne]
3s2
3p2
15
P
[Ne]
3s2
3p3
16
S
[Ne]
3s2
3p4
17
Cl
[Ne]
3s2
3p5
18
Ar
[Ne]
3s2
3p6
19
K
[Ar]
4s1
20
Ca
[Ar]
4s2
21
Sc
[Ar]
3d1
4s2
22
Ti
[Ar]
3d2
4s2
23
V
[Ar]
3d3
4s2
24
Cr
[Ar]
3d5
4s1
25
Mn
[Ar]
3d5
4s2
26
Fe
[Ar]
3d6
4s2
27
Co
[Ar]
3d7
4s2
28
Ni
[Ar]
3d8
4s2
29
Cu
[Ar]
3d10
4s1
30
Zn
[Ar]
3d10
4s2
31
Ga
[Ar]
3d10
4s2
4p1
32
Ge
[Ar]
3d10
4s2
4p2
33
As
[Ar]
3d10
4s2
4p3
34
Se
[Ar]
3d10
4s2
4p4
35
Br
[Ar]
3d10
4s2
4p5
36
Kr
[Ar]
3d10
4s2
4p6
Blok s Blok d Blok p
5.5. Ionisasi dan Energi Ionisasi
Atom netral tersusun dari inti atom dan sejumlah elektron yang mengelilingi inti
atom; kenetralan atom terjadi karena jumlah proton yang berada di inti atom sama
dengan jumlah keseluruhan muatan elektron. Elektron yang mengelilingi inti atom
terposisikan dalam orbital dengan tingkat-tingkat energi tertentu. Atom unsur blok s
dan blok p, memiliki elektron terluar berturut-turut di orbital ns dan np. Elektron
terluar inilah yang pada umumnya menentukan sifat-sifat unsur dalam bereaksi,
karena mereka lebih longgar terikat ke inti dibandingkan dengan elektron-elektron
yang berada pada tingkat energi yang lebih kecil (lebih dalam). Elektron yang lebih
dalam ini lebih terikat pada inti dan kita sebut elektron inti.
Pada atom netral, jumlah elektron (muatan negatif) sama dengan jumlah proton
(muatan positif). Atom Na (natrium) memiliki sebelas proton dalam intinya,
Konfigurasi Elektron Dalam Atom 59
dikelilingi oleh sebelas elektron; atom Cl (Chlor) memiliki tujuhbelas proton dalam
intinya dan dikelilingi oleh tujuhbelas elektron.
Apabila atom netral kehilangan satu atau lebih elektronnya, jumlah proton akan
melebihi jumlah elektron, dan atom akan menjadi bermuatan positif, yang disebut
ion positif. Atom Na yang kehilangan satu elektronnya, akan menjadi ion positif
yang disebut juga kation, dituliskan dengan simbol Na+.
Apabila atom netral menerima elektron dari luar, jumlah elektron yang ada di sekitar
inti lebih besar dari jumlah proton, dan atom menjadi bermuatan negatif yang
disebut ion negatif, disebut juga anion. Atom Cl yang menerima elektron sehingga
jumlah elektron yang mengelilingi intinya menjadi delapanbelas, menjadi ion negatif
Cl
−
.
Untuk melepaskan elektron dari atom netralnya (induknya) diperlukan sejumlah
energi; energi yang diperlukan itu disebut energi ionisasi. Jika elektron yang
dilepaskan itu adalah yang paling longgar terikat, energi ionisasi yang diperlukan
disebut energi ionisasi pertama. Jika sudah terjadi ionisasi yang pertama, bisa saja
terjadi ionisasi yang kedua, yang memerlukan energi yang lebih besar.
Energi ionisasi yang pertama didefinisikan sebagai energi yang diperlukan untuk
melepaskan elektron yang paling longgar terikat pada atom induk dari 1 mole atom
netral dalam fasa gas agar terbentuk 1 mole ion bermuatan +1 dalam fasa gas.
Dalam bentuk persamaan, definisi ini akan lebih mudah terlihat:
X → X + gas + e− ( gas) ( )
Energi ionisasi adalah energi yang diperlukan untuk melakukan perubahan ini setiap
mole dengan satuan kJ/mole.
Dalam buku ini, satuan untuk menyatakan energi ionisasi adalah elektron-volt, yang
merupakan jumlah energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron terluar suatu
unsur guna membentuk ion positif bermuatan +1. Energi ionisasi dalam satuan eV
dinamakan juga potensial ionisasi.
Potensial ionisasi didefinisikan sebagai energi yang diperlukan untuk melepaskan
elektron yang paling lemah terikat pada atom. Pada atom dengan banyak elektron,
pengertian ini sering disebut sebagai potensial ionisasi yang pertama.
Potensial ionisasi sampai perioda ke-empat terlihat pada Tabel.5.2., dalam satuan
elektron-volt (eV). Perhatikan bahwa penambahan satu elektron s hidrogen menjadi
helium menyebabkan konfigurasi atom menjadi makin stabil; oleh karena itu
potensial ionisasi meningkat dari 13,53 eV pada hidrogen menjadi 24,47 pada
helium.
Penambahan elektron 2s dari helium ke Lithium menyebabkan potensial ionisasi
menurun drastis, karena satu elektron di 2s pada lithium jauh lebih mudah lepas
dibandingkan pada helium. Namun penambahan satu elektron 2s pada lithium akan
membuat berilium lebih stabil dibanding lithium sehingga potensial ionisasi
berilium lebih besar dari lithium.
60 Sudaryatno S, Ning Utari, Mengenal Sifat-Sifat Material
Penambahan satu elektron 2p dari berilium ke boron menyebabkan boron memiliki
potensial ionisasi lebih rendah dari berilium karena elektron 2p pada boron lebih
mudah lepas dari elektron 2s pada berilium. Dari boron sampai neon potensial
ionisasi selalu meningkat nilainya karena secara teratur terjadi penambahan satu
elektron 2p yang menjadikan unsur makin stabil.
Kita amati juga pada Tabel-5.2. bahwa makin besar nomer atom, energi ionisasi
unsur pada golongan yang sama cenderung menurun. Akan tetapi energi ionisasi
setiap blok unsur cenderung meningkat jika kita bergerak dari kiri ke kanan, seperti
terlihat pada Gb.5.5.
Tabel 5.2. Energi Ionisasi [eV]. [3]
1
H
13,59
2
He
24,58
3
Li
5,39
4
Be
9,32
5
B
8,29
6
C
11,26
7
N
14,55
8
O
13,61
9
F
17,42
10
Ne
21,56
11
Na
5,14
12
Mg
7,64
13
Al
5,98
14
Si
8,15
15
P
10,48
16
S
10,36
17
Cl
13,01
18
Ar
15,76
19
K
4,34
20
Ca
6,11
21
Sc
6,54
22
Ti
6,83
23
V
6,74
24
Cr
6,76
25
Mn
7,43
26
Fe
7,87
27
Co
7,86
28
Ni
7,63
29
Cu
7,72
30
Zn
9,39
31
Ga
6,00
32
Ge
7,88
33
As
9,81
34
Se
9,75
35
Br
11,84
36
Kr
13,99
Ditinjau dari kiri ke kanan pada setiap tingkat energi, terlihat variasi energi ionisasi
cenderung meningkat, baik pada unsur blok s, blok p, maupun blok d. (Lihat pula
Gb.5.5.)
Gb.5.5. Variasi energi ionisasi
Variasi energi ini terkait dengan struktur atom. Energi ionisasi merupakan ukuran
besar energi untuk melepaskan elektron dari atom induknya. Makin tinggi energi
ionisasi berarti makin sulit pelepasan elektron tersebut, yang berarti pula bahwa
0
5
10
15
20
25
H
He
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
K
Ca
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
Ga
Ge
As
Se
Br
Kr
1 2 3 4 5 6 7 8 9 1011 1213 1415 16 1718 1920 21 2223 2425 2627 28 2930 3132 33 3435 36
Unsur
Energi ionisasi [eV]
s
p
p
d
p
s
s
Konfigurasi Elektron Dalam Atom 61
atom makin stabil. Itulah sebabnya mengapa unsur-unsur mulia seperti He, Ne, Ar,
dan Kr memiliki energi ionisasi paling tinggi dibandingkan unsur lain pada tingkat
energi yang sama.
5.6. Afinitas Elektron
Kalau energi ionisasi terkait dengan pembentukan ion positif, maka afinitas elektron
terkait dengan pembentukan ion negatif. Penggunaan pengertian afinitas elektron
terbatas pada unsur grup 6 dan 7 dalam tabel periodik.
Afinitas elektron adalah energi yang dilepaskan jika atom netral menerima satu
elektron membentuk ion negatif bermuatan −1. Afinitas elektron dinyatakan dengan
bilangan negatif, yang berarti pelepasan energi. Jika kita berjalan dari atas ke bawah
di satu grup unsur, maka afinitas elektron makin kecil, kecuali unsur F.
Afinitas elektron merupakan ukuran kemampuan suatu unsur untuk menarik
elektron, bergabung dengan unsur untuk membentuk ion negatif. Makin kuat gaya
tarik ini, berarti makin besar energi yang dilepaskan. Gaya tarik ini dipengaruhi oleh
jumlah muatan inti atom, jarak orbital ke inti, dan screening (tabir elektron). Jika
kita berjalan dari atas ke bawah di suatu grup unsur, jumlah proton inti atom akan
bertambah. Namun ada pengaruh tabir elektron yang menyebabkan pengaruh
muatan inti yang dirasakan oleh elektron terluar tidak lebih dari +7. Kita ambil
beberapa contoh.
Inti atom F berrnuatan +9. Elektron yang datang akan memasuki tingkat energi
terluar yaitu tingkat energi ke-2. Ia hanya akan merasakan pengaruh +7 dari inti
karena ada tabir elektron di tingkat energi pertama yang memuat 2 elektron.
Inti atom Cl bermuatan +17. Elektron yang akan bergabung, akan memasuki tingkat
energi terluar yaitu tingkat energi ke-3. Ia hanya akan merasakan pengaruh +7 dari
inti karena ada tabir elektron di tingkat energi pertama dan ke-2 yang memuat 10
elektron (dua di 1s, dua di 2s, enam di 2p).
Di samping itu, makin tinggi tingkat energi, makin jauh pula jarak ke inti atom, dan
makin berkurang pula pengaruh muatan inti atom.
Kita coba bandingkan unsur grup-6 yang muatan intinya +6 dengan unsur grup-7
yang mempunyai muatan inti +7. Tabir elektron di kedua grup ini sama. Oleh karena
itu elektron yang datang ke grup-6 menerima tarikan dari inti lebih kecil
dibandingkan dengan tarikan inti unsur grup-7. Hal ini mengakibatkan afinitas
elektron unsur grup-6 lebih kecil dibandingkan dengan unsur grup-7.
5.7. Ukuran Relatif Atom Dan Ion
Kita akan mencoba mencari gambaran mengenai ukuran atom dengan ”mengukur”
jari-jari atom. Atom tidak memiliki jari-jari tertentu yang tetap. Jari-jari atom hanya
dapat diketahui dengan mengukur jarak dua atom yang ”berdekatan”, kemudian
membagi dua jarak tersebut. Ada dua kemungkinan dua atom yang ”berdekatan”
tersebut, yaitu keduanya hanya bersinggungan atau keduanya membentuk ikatan.
Jika dua atom tepat saling bersinggungan, perhitungan jari-jari yang kita peroleh
disebut jari-jari van der Waals. Disebut demikian karena antara mereka terjadi tarik
62 Sudaryatno S, Ning Utari, Mengenal Sifat-Sifat Material
menarik dengan gaya yang sangat lemah yang disebut gaya van der Waals. Contoh
jari-jari van der Waals adalah jari-jari atom unsur mulia Ne dan Ar. Dua atom Ne
maupun dua atom Ar tidak membentuk ikatan melainkan saling tarik dengan gaya
van der Waals.
Jika dua atom yang ”berdekatan” tersebut membentuk ikatan, maka perhitungan jarijari
akan menghasilkan jari-jari metalik ataupun jari-jari kovalen, tergantung dari
jenis ikatan yang terjadi, apakah ikatan metal atau ikatan kovalen. Atom Al
membentuk ikatan metal dengan atom Al yang lain dan jari-jari atom Al adalah jarijari
metalik. Atom H membentuk ikatan kovalen dengan atom H yang lain dan jarijari
atom H adalah jari-jari kovalen. Tentang ikatan antar atom akan kita bahas
dalam bab selanjutnya.
Gb.5.6. memperlihatkan kecenderungan variasi ukuran atom (tanpa skala) yang
memiliki orbital pada tingkat energi ke-2 (perioda-2 dari Li sampai Ne) dan ke-3
(perioda-3 dari Na sampai Ar).
Gb.5.6. Kecenderungan variasi jari-jari atom
Jika unsur mulia tidak dimasukkan dalam deretan, maka terlihat bahwa jari-jari atom
makin kecil jika kita bergerak dari kiri ke kanan. Hal ini terjadi karena jumlah
proton di inti atom makin bertambah sedangkan tabir elektron tetap. Pertambahan
elektron terjadi di orbital yang sama, yaitu di 2s (Li, Be), di 2p (B sampai F), 3s (Na,
Mg), dan 3p (Al sampai Cl). Jika kita bergerak dari atas ke bawah, jari-jari atom
bertambah; hal ini terkait dengan pertambahan orbital pada tingkat energi yang lebih
tinggi.
Ukuran ion positif lebih kecil dari atom asalnya. Sebagai contoh kita ambil atom Na
dengan konfigurasi elektron 1s2 2s2 2p6 3s1. Jika ia berubah menjadi ion Na+ maka ia
kehilangan satu-satunya elektron di 4s; dengan kata lain ia juga kehilangan orbital
4s. Jumlah elektron yang tinggal 10 ditarik oleh 11 proton dan oleh karena itu jarijari
ion Na+ lebih kecil dari atom Na.
Ukuran dari ion negatif lebih besar dari atom asalnya. Atom Cl misalnya, dengan
konfigurasi elektron 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5. Ia menjadi ion negatif Cl
−
dengan menerima
satu tambahan elektron di orbital 3p. Tambahan elektron ini, walaupun tetap di
orbital 3p, menyebabkan bertambahnya gaya tolak dengan inti sehingga jari-jari
akan mengembang. Jumlah proton tetap 17, jumlah elektron menjadi 18.
5.8. Konfigurasi Elektron Unsur-Unsur
Tabel-5.3. memuat selengkapnya konfigurasi elektron dalam atom unsur-unsur. Isi
tabel ini dikutip dari buku Daniel D. Pollock dan Marcelo Alonso.[1,3].
Perioda-2: Li Be B C N O F Ne
Perioda-3: Na Mg Al Si P S CL Ar
Konfigurasi Elektron Dalam Atom 63
Tabel-5.3. Konfigurasi Elektron Unsur-Unsur pada Ground State.[1,3].
1
H
1s1
13,59
2
He
1s2
24,58
3
Li
[He]
2s1
5,39
4
Be
[He]
2s2
9,32
5
B
[He]
2s2
2p1
8,29
6
C
[He]
2s2
2p2
11,26
7
N
[He]
2s2
2p3
14,55
8
O
[He]
2s2
2p4
13,61
9
F
[He]
2s2
2p5
17,42
10
Ne
[He]
2s2
2p6
21,56
11
Na
[Ne]
3s1
5,14
12
Mg
[Ne]
3s2
7,64
13
Al
[Ne]
3s2
3p1
5,98
14
Si
[Ne]
3s2
3p2
8,15
15
P
[Ne]
3s2
3p3
10,48
16
S
[Ne]
3s2
3p4
10,36
17
Cl
[Ne]
3s2
3p5
13,01
18
Ar
[Ne]
3s2
3p6
15,76
19
K
[Ar]
4s1
4,34
20
Ca
[Ar]
4s2
6,11
21
Sc
[Ar]
3d1
4s2
6,54
22
Ti
[Ar]
3d2
4s2
6,83
23
V
[Ar]
3d3
4s2
6,74
24
Cr
[Ar]
3d5
4s1
6,76
25
Mn
[Ar]
3d5
4s2
7,43
26
Fe
[Ar]
3d6
4s2
7,87
27
Co
[Ar]
3d7
4s2
7,86
28
Ni
[Ar]
3d8
4s2
7,63
29
Cu
[Ar]
3d10
4s1
7,72
30
Zn
[Ar]
3d10
4s2
9,39
31
Ga
[Ar]
3d10
4s2
4p1
6,00
32
Ge
[Ar]
3d10
4s2
4p2
7,88
33
As
[Ar]
3d10
4s2
4p3
9,81
34
Se
[Ar]
3d10
4s2
4p4
9,75
35
Br
[Ar]
3d10
4s2
4p5
11,84
36
Kr
[Ar]
3d10
4s2
4p6
13,99
37
Rb
[Kr]
5s1
4,18
38
Sr
[Kr]
5s2
5,67
39
Y
[Kr]
4d1
5s2
6,38
40
Zr
[Kr]
4d2
5s2
6,84
41
Nb
[Kr]
4d4
5s1
6,88
42
Mo
[Kr]
4d5
5s1
7,10
43
Tc
[Kr]
4d6
5s1
7,23
44
Ru
[Kr]
4d7
5s1
7,37
45
Rh
[Kr]
4d8
5s1
7,46
46
Pd
[Kr]
4d10
8,33
47
Ag
[Kr]
4d10
5s1
7,57
48
Cd
[Kr]
4d10
5s2
8,99
49
In
[Kr]
4d10
5s2
5p1
5,76
50
Sn
[Kr]
4d10
5s2
5p2
7,30
51
Sb
[Kr]
4d10
5s2
5p3
8,35
52
Te
[Kr]
4d10
5s2
5p4
8,96
53
I
[Kr]
4d10
5s2
5p5
10,5
54
Xe
[Kr]
4d10
5s2
5p6
12,08
55
Cs
[Xe]
6s1
3,87
56
Ba
[Xe]
6s2
5,19
57
La
[Xe]
5d1
6s2
58
Ce
[Xe]
4f 1
5d1
6s2
59
Pr
[Xe]
4f 3
6s2
60
Nd
[Xe]
4f 4
6s2
61
Pm
[Xe]
4f 5
6s2
62
Sm
[Xe]
4f 6
6s2
63
Eu
[Xe]
4f 7
6s2
64
Gd
[Xe]
4f 7
5d1
6s2
65
Tb
[Xe]
4f 9
6s2
66
Dy
[Xe]
4f 10
6s2
67
Ho
[Xe]
4f 11
6s2
68
Er
[Xe]
4f 12
6s2
69
Tm
[Xe]
4f 13
6s2
70
Yb
[Xe]
4f 14
6s2
71
Lu
[Xe]
4f 14
5d1
6s2
72
Hf
[Xe]
4f 14
5d2
6s2
73
Ta
[Xe]
4f 14
5d3
6s2
74
W
[Xe]
4f14
5d4
6s2
75
Re
[Xe]
4f 14
5d5
6s2
76
Os
[Xe]
4f 14
5d6
6s2
77
Ir
[Xe]
4f 14
5d7
6s2
78
Pt
[Xe]
4f 14
5d9
6s1
79
Au
[Xe]
4f 14
5d10
6s1
80
Hg
[Xe]
4f 14
5d10
6s2
81
Tl
[Xe]
4f 14
5d10
6s2
6p1
7,07
82
Pb
[Xe]
4f 14
5d10
6s2
6p2
7,38
83
Bi
[Xe]
4f 14
5d10
6s2
6p3
7,25
84
Po
[Xe]
4f 14
5d10
6s2
6p4
85
At
[Xe]
4f 14
5d10
6s2
6p5
86
Rn
[Xe]
4f 14
5d10
6s2
6p6
10,70
87
Fr
[Rn]
7s1
88
Ra
[Rn]
7s2
89
Ac
[Rn]
6d1
7s2
90
Th
[Rn]
6d2
7s2
91
Pa
[Rn]
5f 2
6d1
7s2
92
U
[Rn]
5f 3
6d1
7s2
93
Np
[Rn]
5f 4
6d1
7s2
94
Pu
[Rn]
5f 6
7s2
95
Am
[Rn]
5f 7
7s2
96
Cm
[Rn]
5f 7
6d1
7s2
97
Bk
[Rn]
98
Cf
[Rn]
99
Es
[Rn]
100
Fm
[Rn]
101
Md
[Rn]
102
No
[Rn]
103
Lw
[Rn
Pertanian adalah kegiatan pemanfaatan sumber daya hayati yang dilakukan manusia untuk menghasilkan bahan pangan, bahan baku industri, atau sumber energi, serta untuk mengelola lingkungan hidupnya. Kegiatan pemanfaatan sumber daya hayati yang termasuk dalam pertanian biasa difahami orang sebagai budidaya tanaman atau bercocok tanam (bahasa Inggris: crop cultivation) serta pembesaran hewan ternak (raising), meskipun cakupannya dapat pula berupa pemanfaatan mikroorganisme dan bioenzim dalam pengolahan produk lanjutan, seperti pembuatan keju dan tempe, atau sekedar ekstraksi semata, seperti penangkapan ikan atau eksploitasi hutan.
Bagian terbesar penduduk dunia bermata pencaharian dalam bidang-bidang di lingkup pertanian, namun pertanian hanya menyumbang 4% dari PDB dunia. Sejarah Indonesia sejak masa kolonial sampai sekarang tidak dapat dipisahkan dari sektor pertanian dan perkebunan, karena sektor – sektor ini memiliki arti yang sangat penting dalam menentukan pembentukan berbagai realitas ekonomi dan sosial masyarakat di berbagai wilayah Indonesia. Berdasarkan data BPS tahun 2002, bidang pertanian di Indonesia menyediakan lapangan kerja bagi sekitar 44,3% penduduk meskipun hanya menyumbang sekitar 17,3% dari total pendapatan domestik bruto.
Kelompok ilmu-ilmu pertanian mengkaji pertanian dengan dukungan ilmu-ilmu pendukungnya. Inti dari ilmu-ilmu pertanian adalah biologi dan ekonomi. Karena pertanian selalu terikat dengan ruang dan waktu, ilmu-ilmu pendukung, seperti ilmu tanah, meteorologi, permesinan pertanian, biokimia, dan statistika, juga dipelajari dalam pertanian. Usaha tani (farming) adalah bagian inti dari pertanian karena menyangkut sekumpulan kegiatan yang dilakukan dalam budidaya. Petani adalah sebutan bagi mereka yang menyelenggarakan usaha tani, sebagai contoh “petani tembakau” atau “petani ikan”. Pelaku budidaya hewan ternak (livestock) secara khusus disebut sebagai peternak.
Ekosistem merupakan sistem yang terbentuk dari interasksi
yang dinamis antara komponen abiotik dan biotic.
• Menurut istilah Andewartha dan Birch (1961) ekosistem adalah
suatu sistem yang rumit dan interaktif yang tersusun oleh
semua organisme hidup pada suatu daerah dan semua
lingkungan fisiknya seperti tanah, air, iklim, tempat berlindung
dan habitat.
• Ekosistem dengan karakteristik vegetasi yang sama
membentuk bioma .
Life is almost end……
It is very interesting for me to read this post. Thank you for it. I like such topics and everything that is connected to them. I would like to read more soon. BTW, pretty good design you have here, but how about changing it every few months?
Kate Pingtown
escort cheap london
SukaSuka
Model atom menurut para ahli
Model Atom Niels Bohr
Pada tahun 1913 Niels Bohr mencoba menjelaskan model atom Bohr melalui konsep elektron yang mengikuti orbit mengelilingi inti atom yang mengandung proton dan neutron. Menurut Bohr, hanya terdapat orbit dalam jumlah tertentu, dan perbedaan antar orbit satu dengan yang lain adalah jarak orbit dari inti atom. Keberadaan elektron baik di orbit yang rendah maupun yang tinggi sepenuhnya tergantung oleh tingkatan energi elektron. Sehingga elektron di orbit yang rendah akan memiliki energi yang lebih kecil daripada elektron di orbit yang lebih tinggi.
Bohr menghubungkan elektron yang mengorbit dan pengamatan terhadap spektrum gas melalui sebuah pemikiran bahwa sejumlah energi yang dikandung dalam elektron dapat berubah, dan karena itu elektron dapat mengubah orbitnya tergantung dari perubahan energinya. Dalam situasi pemakaian arus listrik melewati gas bertekanan rendah, elektron menjadi de-eksitasi dan berpindah ke orbit yang lebih rendah. Dalam perubahan ini, elektron kehilangan sejumlah energi yang merupakan perbedaan tingkat energi kedua orbit. Energi yang dipancarkan ini dapat dilihat dalam bentuk sebuah photon cahaya yang panjang gelombangnya berdasar pada perbedaan tingkat energi kedua orbit.
Secara ringkas, Bohr mengemukakan:
1. Elektron dalam atom bergerak mengelilingi inti pada lintasan-lintasan tertentu, tidak memancarkan energi. Lintasan-lintasan elektron itu disebut kulit atau tingkat energi elektron.
2. Elektron dapat berpindah dari satu lintasan ke lintasan yang lain.
3. Perpindahan elektron dari tingkat energi tinggi ke rendah disertai pemancaran energi. Sedang perpindahan elektron dari tingkat energi rendah ke tinggi disertai penyerapan energi.
4. Elektron yang bergerak pada lintasannya berada pada keadaan stasioner, artinya elektron tidak memancarkan atau menyerap energi.
Walaupun model atom Bohr cukup untuk memodelkan spektrum hidrogen, model ini terbukti tidak cukup untuk memprediksikan spektrum elemen yang lebih kompleks
Model Atom Rutherford
Pada tahun 1910, Ernest Rutherford melakukan percobaan pada kebenaran model ini dengan melakukan yang sekarang dikenal sebagai eksperimen hamburan Rutherford (Rutherford scattering experiment).
Rutherford menemukan partikel-?, sebuah partikel yang dipancarkan oleh atom radioaktif, pada tahun 1909. Partikel ini memiliki muatan positif, dan faktanya adalah kita sekarang tahu bahwa partikel-? seperti atom helium dilepaskan dari elektronnya, memberikannya muatan 2+. Dalam eksperimen hamburan ini, aliran partikel-? ini diarahkan ke lembaran emas. Lembaran emas ini dipilih oleh Rutherford karena dapat dibuat sangat tipis–hanya setebal beberapa atom emas. Saat partikel-? melintasi lembaran emas, Rutherford dapat mengukur berapa banyak partikel-? yang akan dihamburkan oleh atom emas dengan mengamati kilatan cahaya partikel-? menabrak layar scintilator. Di bawah teori atom Thomson, Rutherfod berhipotesa partikel-? akan dibelokkan sedikit, saat proton emas menolak partikel-? yang bermuatan positif tinggi.
Namun pada kenyataannya, eksperimen hamburan Rutherford menunjukkan hasil yang jelas-jelas menolak hipotesis tersebut dan tentunya model atom Thomson. Rutherfod menemukan sebagian besar partikel alfa mampu menembus lembaran emas tanpa dibelokkan. Bersamaan dengan itu, Rutherford juga menemukan partikel alfa yang dibelokkan sedikit, namun dengan sangat mengejutkan, Rutherford juga menemukan beberapa partikel alfa yang dibelokkan pada sudut yang sangat tajam kembali ke sumber radioaktif.
Untuk menjelaskan adanya sebagian besar partikel-? yang menembus lembaran emas tanpa dibelokkan, Rutherford kemudian mengembangkan model inti atom. Dalam model ini, Rutherford menempatkan sebuah proton yang besar (seperti eksperimen dan model sebelumnya) di pusat atom. Rutherford berteori bahwa di sekitar proton terdapat ruang besar yang kosong dari segala partikel kecuali elektron yang jarang-jarang. Ruang terbuka yang besar ini memberikan alasan adanya partikel alfa yang tidak terbelokkan. Partikel alfa yang dibelokkan sedikit diperkirakan telah lewat cukup dekat dari proton sehingga dibelokkan oleh gaya elektrostatik. Sedangkan beberapa partikel alfa yang dibelokkan kembali ke sumber diperkirakan telah mengalami tumbukan dengan inti sehingga dipantulkan kembali oleh gaya elektrostatik
Model Atom JJ. Thomson
Pada awal 1900an, J.J. Thomson mengusulkan model atom baru yang mengikutkan keberadaan partikel elektron dan proton. Karena eksperimen menunjukkan proton memiliki massa yang jauh lebih besar dibandingkan elektron, maka model Thomson menggambarkan atom sebagai proton tunggal yang besar. Di dalam partikel proton, Thomson memasukkan elektron yang menetralkan adanya muatan positif dari proton. Menurut Thomson, atom terdiri dari suatu bulatan bermuatan positif dengan rapat muatan yang merata. Di dalam muatan positif ini tersebar elektron dengan muatan negatif yang besarnya sama dengan muatan positif. Cara yang populer untuk menggambarkan model ini adalah dengan menganggap elektron sebagai kismis (plumb) di dalam kue puding proton, sehingga model ini diberi nama model kue kismis (plumb-pudding model).
Walaupun model atom Thomson adalah yang pertama yang memasukkan konsep adanya proton dan elektron yang bermuatan, model Thomson tidak mampu melewati pengamatan pada eksperimen-eksperimen berikutnya. Sebagai catatan, proton yang digunakan dalam model Thomson ini bukanlah partikel proton yang ditemukan di model yang lebih modern. Bahkan sesungguhnya dapat dikatakan model Thomson tidak memiliki proton, namun sebuah sel bermuatan positif.
Pengaruh model atom Dalton dapat dilihat dengan jelas pada model Thomson. Dalton berspekulasi bahwa atom adalah benda padat, dan Thomson mendukung gagasan ini dalam modelnya dengan mengelompokkan elektron dan proton bersama-sama.
Model Atom James Chadwick
Pada tahun 1932, model atom Rutherford dimodifikasi sedikit oleh adanya penemuan neutron oleh James Chadwick. Chadwick menemukan bahwa penembakan partikel-? terhadap berilium dapat menghasilkan neutron, partikel tak bermuatan, namun dengan massa sedikit lebih besar dibandingkan massa proton. Sehingga, model atom kontemporer adalah model dengan inti atom besar yang mengandung proton dan neutron dikelilingi oleh awan tipis elektron. Adanya neutron juga menjelaskan mengapa massa atom lebih berat dari massa total proton dan elektronnya.
Dengan pengertian dasar tentang bagian fundamental atom seperti elektron, proton, dan neutron, maka dapat dimungkinkan adanya model yang lebih rumit dan lengkap lagi dari atom yang cukup dapat menjelaskan sifat dan karakteristik atom dan senyawa atom
Model Atom John Dalton
Pada tahun 1803, John Dalton mengembangkan konsep atom modern pertama. Model Dalton menaruh perhatian utamanya pada sifat kimia atom, yaitu bagaimana atom membentuk senyawa, daripada mencoba untuk menjelaskan sifat fisika atom. Konsep utama dari model Dalton adalah sebagai berikut:
1. Sebuah elemen terdiri dari partikel yang sangat kecil dan tidak dapat dibagi lagi disebut atom.
2. Semua atom dari elemen tertentu memiliki karakteristik yang identik, yang membedakan mereka dengan atom elemen lain.
3. Atom tidak dapat diciptakan, dimusnahkan, atau diubah menjadi atom dari elemen lain.
4. Senyawa terbentuk ketika atom-atom elemen yang berbeda bergabung satu sama lain dalam sebuah rasio tertentu.
5. Jumlah dan jenis atom tersebut adalah konstan dalam senyawa tertentu.
Poin pertama dari teori Dalton berhubungan dengan pengertian orang Yunani tentang atom, yaitu sebuah unit kecil yang bekerja bersama atom lain untuk membentuk senyawa yang lebih besar. Dalton juga mampu untuk memahami tentang adanya sifat elemen yang berbeda-beda dapat dijelaskan dengan bukti adanya berbagai macam atom, yang masing-masing memiliki karakteristik yang berbeda-beda. Poin ke-3 dari model Dalton menunjukkan bahwa atom tidak dapat diubah dengan cara kimia. Ini ditunjukkan dengan bagaimana garam dapat diambil walaupun telah larut dalam air. Poin ke-4 dan ke-5 mendeskripsikan bagaimana atom-atom dapat membentuk senyawa kimia. Konsep-konsep ini secara tepat menjelaskan cara pembentukan senyawa, dan masih digunakan hingga sekarang. Model Dalton, sebagai contoh, dapat menjelaskan bahwa air merupakan senyawa yang berbeda (dengan sifat dan ciri yang berbeda) dari hidrogen hidroksida karena memiliki 1 atom hidrogen lebih sedikit dalam tiap senyawanya daripada yang dimiliki hidrogen hidroksida. Walaupun teori Dalton cukup untuk menjelaskan keberadaan atom, namun struktur atom masih belum dijelaskan dan alasan mengapa elemen yang berbeda memiliki sifat dan ciri yang berbeda masih belum terjawab.
SIFAT-SIFAT UMUM UNSUR DALAM SISTEM PERIODIK
1. Jari-jari Atom
Jari-jari atom adalah jarak dari inti atom sampai kulit terluar.
Unsur-unsur yang segolongan, jari-jari atom makin ke bawah makin besar sebab
jumlah kulit yang dimiliki atom makin banyak, sehingga kulit terluar makin jauh dari
inti atom.
Unsur-unsur yang seperiode, jari-jari atom makin ke kanan makin kecil. Unsur-unsur
yang seperiode memiliki jumlah kulit yang sama. Akan tetapi, tidaklah berarti mereka
memiliki jari-jari atom yang sama pula. Semakin ke kanan letak unsur, proton dan
elektron yang dimiliki makin banyak, sehingga tarik-menarik inti dengan elektron
makin kuat. Akibatnya, elektron-elektron terluar tertarik lebih dekat ke arah inti
Jari-jari atom makin besar
2. Energi ionisasi
Energi ionisasi adalah energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron terluar
suatu atom. Energi ionisasi ini dinyatakan dalam satuan kJ mol–1.
Unsur-unsur yang segolongan, energi ionisasinya makin ke bawah semakin kecil
karena elektron terluar makin jauh dari inti (gaya tarik inti makin lemah), sehingga
elektron terluar makin mudah dilepaskan.
Unsur-unsur yang seperiode, gaya tarik inti makin ke kanan makin kuat,
sehingga energi ionisasi pada umumnya makin ke kanan makin besar.
Energi ionisasi makin besar
3. Elektronegativitas (Keelektronegatifan)
Keelektronegatifan adalah kemampuan atau kecenderungan suatu atom untuk
menangkap atau menarik elektron dari atom lain.
Unsur-unsur yang segolongan, keelektronegatifan makin ke bawah makin kecil sebab
gaya tarik inti makin lemah.
Unsur-unsur yang seperiode, keelektronegatifan makin ke kanan makin besar. Akan
tetapi perlu diingat bahwa golongan VIIIA tidak mempunyai keelektronegatifan.
Hal ini karena sudah memiliki 8 elektron di kulit terluar. Jadi keelektronegatifan
terbesar berada pada golongan VIIA.
Elektronegativitas makin besar.
4. Afinitas Elektron
Afinitas elektron adalah energi yang menyertai proses penambahan 1elektron pada
satu atom netral dalam wujud gas, sehingga terbentuk ion bermuatan –1.
Afinitas elektron juga dinyatakan dalam kJ mol–1. Unsur yang memiliki afinitas
elektron bertanda negatif, berarti mempunyai kecenderungan lebih besar dalam
menyerap elektron daripada unsur yang afinitas elektronnya bertanda positif. Makin
negatif nilai afinitas elektron, maka makin besar kecenderungan unsur tersebut dalam
menyerap elektron (kecenderungan membentuk ion negatif).
Afinitas Elektron makin besar.
5. Sifat Logam
Sesuai dengan kecenderungan energi ionisasi dan keelektronegatifan, maka sifat
logam-nonlogam dalam periodik unsur adalah:
a. Dari kiri ke kanan dalam satu periode, sifat logam berkurang, sedangkan
sifat nonlogam bertambah.
b. Dari atas ke bawah dalam satu golongan, sifat logam bertambah, sedangkan
sifat nonlogam berkurang.
Sifat logam bertambah besar
6. Titik Didih dan Titik Cair (Leleh)
Dalam satu periode, titik cair dan titik didih naik dari kiri ke kanan sampai golongan
IVA, kemudian turun drastis. Titik cair dan titik didih terendah dimiliki oleh unsur
golongan VIIIA.
Dalam satu golongan, ternyata ada dua jenis kecenderungan:
a. Unsur-unsur golongan IA – IVA, titik cair dan titik didih makin rendah dari
atas ke bawah
b. Unsur-unsur golongan VA – VIIIA, titik cair dan titik didihnya makin tinggi.
7. Kereaktifan
Kereaktifan unsur-unsur logam bertambah dari atas ke bawah dalam satu golongan,
sedangkan unsur-unsur non logam kereaktifannya berkurang dari atas kebawah dalam
satu golongan.
Kimia SMAN 113 Jakarta (www.kimiavegas.wordpress.com)
Guru Mata Pelajaran : Gianto, SPd
Facebook: multios2009@gmail.com
Konfigurasi Elektron Dalam Atom
Atom dengan lebih dari satu elektron akan memberikan persamaan Schrödinger
yang rumit, karena setiap elektron tidak hanya mendapat gaya tarik dari inti atom
saja melainkan juga mendapat gaya tolak dari elektron-elektron yang lain. Kita akan
mencoba melihat persamaan yang masih bisa disederhanakan dengan pengabaianpengabaian
tertentu, yaitu atom dengan dua elektron. Setelah itu kita akan langsung
mempelajari konfigurasi elektron dalam atom.
Marcelo Alonso dan J.D. Finn, dan juga Daniel D. Pollock, membahas konfigurasi
elektrón dalam atom ini dengan cukup rinci. [1.3]. Dalam pembahasan berikut ini
kita akan menyertakan pula pemahaman mengenai orbital serta grup-grup unsur
yang merupakan pelajaran kimia tingkat awal. Kita akan melihat pula pengertian
mengenai energi ionisasi serta afinitas elektron unsur-unsur.
5.1. Atom Dengan Dua Elektron
Energi potensial dari keseluruhan atom dapat dinyatakan dengan
Σ Σ πε
+
πε
= −
elektron
pasangan
semua ij
elektron
semua
r
e
r
Ze
V r
0
2
0
2
4 4
( ) (5.1)
Suku kedua (5.1) selalu berubah karena posisi setiap elektron berubah setiap saat..
Oleh karena itu kita tidak dapat mengetahui potensial dari setiap dan tidak dapat
menghitung energi masing-masing elektron secara terpisah melainkan hanya bisa
melihat potensial atom secara keseluruhan. Persoalan atom dengan banyak elektron
tidak dapat dipecahkan secara eksak.
Kita akan mengambil contoh atom dengan dua elektrton. Misalkan r1 dan r2 berturutturut
adalah jarak ke inti atom dari elektron pertama dan elektron ke-dua, sedangkan
r12 adalah jarak antara elektron pertama dan elektron ke-dua. Dengan dua elektron
ini persamaan (5.1) menjadi
0 12
2
0 2
2
0 1
2
4 4 4
( )
r
e
r
Ze
r
Ze
V r
πε
+
πε
−
πε
= − (5.2)
Pemecahan persamaan hanya dapat dipecahkan secara pendekatan. Sebagai
pendekatan pertama kita mengabaikan adanya interaksi antara kedua elektron; ini
berarti suku ke-3 ruas kanan (5.2) diabaikan. Dengan cara ini setiap elektron dapat
di perlakukan seperti elektron pada atom yang hanya memiliki satu elektron.
Menggunakan relasi (4.11), dengan Z = 2, energi elektron menjadi
52 Sudaryatno S, Ning Utari, Mengenal Sifat-Sifat Material
4 13,6 54,4 eV
32 2 2
0
2
2 4
= − × = −
π ε
= −
h
mZ e
E
5.2. Konfigurasi Elektron Dalam Atom Netral
Dalam melihat konfigurasi elektron dalam atom, pertama-tama kita perlu melihat
kombinasi yang mungkin dari bilangan kuantum ml dan ms untuk setiap nilai dari
momentum sudut l. Untuk setiap nilai l terdapat 2l + 1 nilai ml dan setiap pasangan l
dan ml dapat mengakomodasi dua elektron masing-masing dengan ms = + ½ dan ms
= – ½ . Dengan mengikuti prinsip Pauli, maka jumlah maksimum elektron yang bisa
terakomodasi pada status nl adalah 2(2l + 1) seperti terlihat pada Tabel-5.1.
Tabel-5.1. Status Momentum Sudut dan Jumlah Elektron Maksimum
Status momentum sudut s p d f g
Jumlah maksimum
elektron
2 6 10 14 18
Sebagaimana telah kita pelajari, setiap tingkat energi yang ditentukan oleh n,
terdapat n momentum sudut yang memiliki energi yang sama, dengan nilai l mulai
dari l = 0 sampai l = (n – 1). Tabel-5.2 menunjukkan jumlah elektron maksimum
untuk setiap tingkat energi dan jumlah elektron yang dapat diakomodasi oleh sebuah
atom sampai tingkat energi ke-n.
Tabel-5.2. Kandungan Elektron.
kandungan elektron setiap
tingkat status momentum sudut
energi
n s p d f
Jumlah
elektron
tiap
tingkat
n
Jumlah
elektron
s/d
tingkat
n
1 2 2 2
2 2 6 8 10
3 2 6 10 18 28
4 2 6 10 14 32 60
Kita telah melihat jumlah elektron maksimum untuk setiap tingkat energi. Namun
bagaimanakah pengisian elektron di setiap tingkat energi tersebut? Kita akan
melihat lebih dahulu atom netral.
Orbital. Aplikasi persamaan Schrödinger memberikan pengertian kemungkinan
keberadaan elektron di sekitar inti atom. Jadi kita tidak mengetahui dengan pasti di
mana elektron berada. Kita katakan bahwa elektron berada dalam satu orbital
tertentu. Pengertian orbital elektron berbeda dengan orbit planet. Kita ambil contoh
atom H (hidrogen), yang memiliki satu elektron yang berada pada orbital-nya di
sekeliling inti. Kita tidak bisa menggambarkan orbital ini secara tajam sebagaimana
kita menggambarkan orbit bumi. Orbital electron lebih merupakan daerah atau
Konfigurasi Elektron Dalam Atom 53
ruangan di sekitar inti, di mana electron mungkin berada. Posisi electron tidaklah
pasti, akan tetapi ia berada dalam daerah yang kita sebut orbital tersebut.
Gb.5.1. memperlihatkan salah satu orbital yang
disebut orbital 1s, yaitu orbital yang paling dekat
dengan inti atom. Ruang yang diberi titik-titik
adalah ruang di mana elektron mungkin berada.
Makin rapat digambarkan titik-titik tersebut,
makin besar kemungkinan elektron ditemukan di
daerah itu. Dengan gambaran ini, orbital disebut
pula awan electron (electron cloud).
Orbital 1s memiliki simetri bola, yang diperlihatkan pada Gb.5.1. secara dua
dimensi. Selain orbital 1s, terdapat pula orbital 2s, 3s, dan seterusnya, dan mereka
juga memiliki simetri bola. Orbital 1s adalah yang paling dekat dengan inti. Orbital
2s lebih jauh dari inti dibandingkan dengan 1s. Orbital 3s lebih jauh lagi dari 2s, dan
seterusnya. Gb.5.2. menggambarkan situasi tersebut.
Gb. 5.2. Orbital 1s dan 2s
Angka-angka di depan huruf s menunjukkan tingkat energi (n = 1, 2, 3, dst), sedang
huruf s itu sendiri adalah nama dari obital, sesuai dengan status momentum sudut.
Jadi 1s adalah orbital s pada tingkat energi yang pertama dan ini adalah satu-satunya
orbital yang ada di tingkat energi yang pertama ini. Selanjutnya, 2s adalah orbital s
pada tingkat energi yang kedua, namun ia bukan satu-satunya orbital; di tingkat
energi yang kedua ini ada orbital lain yang disebut orbital p. Berikutnya, 3s adalah
orbital s pada tingkat energi yang ketiga dan selain orbital s, pada tingkat energi
ketiga ini ada orbital p dan orbital d. Jika orbital s memiliki simetri bola, tidak
demikian halnya dengan orbital p; orbital ini agak sulit untuk digambarkan.
Walaupun demikian akan kita lihat pada saatnya nanti.
Setiap orbital s hanya dapat dihuni oleh dua electron dan kedua electron harus
berkarakter berbeda, yaitu mereka harus memiliki spin yang berlawanan. Dengan
demikian maka atom H (hidrogen) yang hanya memiliki satu elektron, elektron itu
akan menempati orbital 1s. Atom He (helium) memiliki dua elektron dan keduanya
berada di orbital yang sama yaitu 1s, karena mereka memiliki spin yang berlawanan.
Atom Li (lithium) memiliki 3 elektron. Dua elektron menempati orbital 1s dan
karena 1s adalah satu-satunya orbital di tingkat energi yang pertama ini, maka
elektron yang ketiga harus menempati orbital di tingkat energi yang kedua, yaitu 2s.
inti atom 1s
2s
inti atom
Gb.5.1. Orbital 1s
54 Sudaryatno S, Ning Utari, Mengenal Sifat-Sifat Material
Atom Be (berilium) memiliki 4 elektron. Dua elektron akan menempati orbital 1s,
dua elektron lagi menempati 2s. Dengan demikian maka orbital 1s dan 2s penuh
terisi elektron.
Atom B (boron) memiliki 5 elektron. Dua elektron menempati 1s, dua elektron
menempati 2s. Elektron kelima masih bisa berada pada tingkat energi yang kedua
karena di tingkat energi ini masih tersedia orbital p. Jadi pada atom B, dua elektron
di 1s, dua elektron di 2s, dan satu elektron di 2p. Tidak seperti orbital s yang simetri
bola, orbital p memiliki simetri mengerucut pada tiga arah yang tegak lurus satu
sama lain yang biasanya di beri tanda arah x, y, z.
Gb.5.3. memperlihatkan posisi orbital 2p yang memiliki tiga arah yang biasa disebut
px, py, dan pz. Masing-masing arah orbital ini mampu menampung dua elektron. Jadi
untuk keseluruhan orbital p, ada enam elektron yang bisa ditampung. Oleh karena
itu tingkat energi yang kedua dapat menampung delapan elektron, dua di 2s dan
enam di 2p.
Atom C (karbon) memiliki 6 elektron. Dua di 1s, dua di 2s, dan dua di 2p.
Atom N (nitrogen) memiliki 7 elektron. Dua di 1s, dua di 2s, dan tiga di 2p.
Atom O (oksigen) memiliki 8 elektron. Dua di 1s, dua di 2s, dan empat di 2p.
Atom F (fluor) memiliki 9 elektron. Dua di 1s, dua di 2s, dan lima di 2p.
Atom Ne (neon) memiliki 10 elektron. Dua di 1s, dua di 2s, dan enam di 2p. Sampai
dengan atom Ne ini, tingkat energi yang kedua terisi penuh karena di sini ada orbital
2s dan 2p, dan dua-duanya terisi penuh. Oleh karena itu untuk atom berikutnya,
yaitu Na (natrium) yang memiliki 11 elektron, elektron yang ke-11 harus menempati
tingkat energi yang lebih tinggi, yaitu tingkat energi ketiga, orbital 3s.
Di tingkat energi yang ketiga, terdapat tiga macam orbital yaitu 3s, 3p, dan 3d.
Elektron ke-11 atom Na mengisi 3s. Elektron ke-12 atom Mg (magnesium) mengisi
3s, sehingga 3s menjadi penuh. Elektron ke-13 atom Al (alluminium) mulai mengisi
y
z
x
Gb.5.3. Orbital 2p.
Konfigurasi Elektron Dalam Atom 55
3p. Demikian seterusnya atom-atom berikutnya mengisi elektron di 3p sampai
orbital ini penuh, yang terjadi pada atom Ar (argon); total elektron atom Ar adalah
18, dua di 1s, dua di 2s, enam di 2p, dua di 3s, enam di 3p. Atom-atom yang
berikutnya akan kita lihat kemudian.
Penulisan Konfigurasi Elektron Unsur-Unsur. Dengan urutan pengisian orbital
elektron seperti diuraikan di atas, dituliskan konfigurasi (susunan) elektron pada
unsur-unsur dengan aturan sebagai berikut:
Dengan demikian maka kita tuliskan konfigurasi elektron unsur-unsur sebagai:
H: 1s1;
He: 1s2
Li: 1s2 2s1;
Be: 1s2 2s2;
B: 1s2 2s2 2p1;
C: 1s2 2s2 2p2;
N: 1s2 2s2 2p3;
O: 1s2 2s2 2p4;
F: 1s2 2s2 2p5;
Ne: 1s2 2s2 2p6………dst
5.3. Diagram Tingkat Energi
Telah disebutkan di atas bahwa angka didepan huruf menunjukkan tingkat energi.
Secara skematis tingkat energi tersebut diperlihatkan pada diagram Gb.5.4. berikut.
Gb.5.4. Diagram tingkat energi (tanpa skala)
Tingkat energi pertama adalah yang paling rendah; diatasnya, berturut-turut tingkat
kedua, ketiga dan seterusnya. Orbital digambarkan dengan kotak-kotak. Perhatikan
e
n
e
r
g
i
1s
2s
3s
4s
4p
3p
3d
2p
jumlah elektron
dalam orbital 1S2
macam orbital
(status)
tingkat energi
56 Sudaryatno S, Ning Utari, Mengenal Sifat-Sifat Material
bahwa di tingkat pertama hanya ada orbital 1s; di tingkat kedua ada 2s dan 2p; di
tingkat ketiga 3s, 3p, dan 3d; di tingkat keempat 4s, 4p, 4d, 4f (4d dan 4f tak
tergambar). Orbital p (2p, 3p, 4p) memiliki tiga kotak yang menunjukkan px, py, pz,
dan masing-masing kotak bisa diisi oleh 2 elektron dengan spin yang berlawanan.
Dengan demikian tergambarkan bahwa orbital p mampu menampung 6 elektron.
Orbital d digambarkan dengan lima kotak dan setiap kotak juga bisa menampung 2
elektron. Dengan demikian orbital d mampu menampung 10 elektron
Perhatikan pula bahwa di suatu tingkat energi tertentu, orbital s selalu sedikit lebih
rendah dari orbital p. Oleh karena itu terdapat kecenderungan bahwa orbital s akan
terisi elektron terlebih dulu sebelum pengisian elektron meningkat ke orbital p.
Keganjilan terjadi pada perubahan tingkat energi ketiga ke tingkat keempat; tingkat
energi 4s lebih rendah dari 3d. Hal ini terlihat pada perubahan konfigurasi dari Ar
(argon) ke K (kalium).
Ar: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
K: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 (bukan 3d1)
Ca: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 (bukan 3d2)
Sc: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2 (orbital 3d baru mulai terisi setelah 4s penuh)
Y: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2 4s2 (dan unsur selanjutnya pengisian 3d sampai
penuh)
Pada diagram tingkat energi Gb.5.4., orbital digambarkan dengan kotak-kotak.
Orbital p misalnya, digambarkan dengan 3 kotak mewakili orbital px, py, pz. Jika kita
gambarkan pengisian elektron pada orbitalnya menggunakan kotak-kotak, akan
terlihat sebagai berikut:
H: ↑ pengisian 1s;
He: ↑↓ pemenuhan 1s;
Li: ↑↓ ↑ pengisian 2s;
Be: ↑↓ ↑↓ pemenuhan 2s;
B: ↑↓ ↑↓ ↑ pengisian 2px dengan 1 elektron;
C: ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ pengisian 2py dengan 1 elektron;
N: ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ pengisian 2pz dengan 1 elektron;
O: ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ pemenuhan 2px;
F: ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ pemenuhan 2py;
Ne: ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ pemenuhan 2pz.
Konfigurasi Elektron Dalam Atom 57
Perhatikan bahwa pada atom He, orbital 1s terisi penuh. Pada atom Li, orbital 2s
mulai terisi dan menjadi penuh pada Be. Pada atom B orbital 2px mulai terisi dengan
satu elektron; berikutnya pada atom C orbital 2py terisi satu elektron, dan kemudian
pada atom N 2pz terisi satu elektron. Baru kemudian pada atom O orbital 2px terisi
kembali dan penuh. Seterusnya pada atom F 2py terisi penuh, dan kemudian pada
atom Ne 2pz terisi penuh.
Pada atom B, C, dan N terjadi pengisian satu elektron pada orbital 2px, 2py, 2pz.
Pada atom B, pengisian satu elektron tersebut adalah normal karena seharusnya
memang demikian. Akan tetapi pada C bukan 2px yang terisi untuk menjadi penuh
melainkan 2py yang terisi dengan satu elektron. Demikian pula pada N, 2pz terisi
satu elektron. Hal ini terjadi karena pada konfigurasi demikianlah gaya tolak antar
elektron dalam orbital p menjadi minimal. Jadi apabila tersedia orbital dengan
tingkat energi yang sama, seperti px, py, pz , pengisian dengan satu elektron akan
terjadi sejauh mungkin (dalam hal ini 3 kali pengisian satu elektron) baru kemudian
kembali untuk terjadinya pengisian penuh. Hal yang sama terjadi pada pengisian
orbital d.
Pada orbital d, terjadi pengisian satu elektron sebanyak lima kali, baru kemudian
kembali dari awal untuk terjadinya pengisian penuh. Perhatikan contoh berikut.
4d3: ↑ ↑ ↑
4d5: ↑ ↑ ↑ ↑ ↑
4d8: ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑
Dengan penggambaran dalam kotak, pengisian elektron pada orbitalnya terlihat
lebih cermat. Namun dalam penulisan konfigurasi unsur, kita akan tetap
menggunakan cara penulisan ringkas yang telah kita pelajari, misalnya N: 1s2 2s2
2p3 dan O: 1s2 2s2 2p4; isian orbital p tidak dirinci dalam tiga orbital namun kita
harus mengerti akan hal ini. Tabel 5.2. di akhir bab ini memuat konfigurasi elektron
unsur-unsur.
5.4. Blok-Blok Unsur.
Tabel 5.1. adalah Tabel Periodik yang dibuat hanya sampai dengan perioda ke-4
(tingkat energi keempat). Kita lihat pada tabel ini beberapa hal sebagai berikut:
Unsur di grup-1 dalam tabel periodik memiliki elektron terluar ns1 dan unsur grup-2
memiliki elektron terluar ns2. Unsur-unsur di kedua grup ini disebut unsur blok s
(pengisian elektron di orbital s). Semua unsur di grup-3 sampai gas mulia memiliki
elektron terluar di orbital p (kecuali He); mereka disebut sebagai unsur-unsur blok p
(pengisian elektron di orbital p).
Unsur blok d adalah unsur yang pengisian elektron-elektron terakhirnya terjadi di
orbital d. Unsur pertama blok d di perioda-3 adalah Sc (scandium) dan yang terakhir
adalah Zn (seng). Perhatikan bahwa ada dua unsur yang “menyimpang dari
keteraturan”, yaitu unsur Cr dan Cu. Elektron terakhir pada Cr mengatur posisi
58 Sudaryatno S, Ning Utari, Mengenal Sifat-Sifat Material
mereka sehingga terisi orbital 3d5 4s1 dan bukan 3d4 4s2. Pada Cu terjadi 3d10 4s1
bukan 3d9 4s2.
Dalam seri blok d terdapat kelompok unsur yang disebut sebagai unsur transisi;
unsur-unsur transisi didefinisikan sebagai unsur yang memiliki orbital d yang terisi
sebagian. Zn (anggota blok d paling kanan) tidak termasuk unsur transisi karena
memiliki orbital d yang terisi penuh (3d10).
Unsur-unsur di perioda-5 (tingkat energi ke-lima), yang memiliki urutan pengisian
elektron lebih rumit, belum akan dibicarakan di sini. Jadi dalam mengambil contohcontoh
unsur-unsur kita membatasi diri sampai unsur dengan tingkat energi
keempat.
Tabel.5.1. Blok-Blok Unsur. [3].
1
H
1s1
2
He
1s2
3
Li
[He]
2s1
4
Be
[He]
2s2
5
B
[He]
2s2
2p1
6
C
[He]
2s2
2p2
7
N
[He]
2s2
2p3
8
O
[He]
2s2
2p4
9
F
[He]
2s2
2p5
10
Ne
[He]
2s2
2p6
11
Na
[Ne]
3s1
12
Mg
[Ne]
3s2
13
Al
[Ne]
3s2
3p1
14
Si
[Ne]
3s2
3p2
15
P
[Ne]
3s2
3p3
16
S
[Ne]
3s2
3p4
17
Cl
[Ne]
3s2
3p5
18
Ar
[Ne]
3s2
3p6
19
K
[Ar]
4s1
20
Ca
[Ar]
4s2
21
Sc
[Ar]
3d1
4s2
22
Ti
[Ar]
3d2
4s2
23
V
[Ar]
3d3
4s2
24
Cr
[Ar]
3d5
4s1
25
Mn
[Ar]
3d5
4s2
26
Fe
[Ar]
3d6
4s2
27
Co
[Ar]
3d7
4s2
28
Ni
[Ar]
3d8
4s2
29
Cu
[Ar]
3d10
4s1
30
Zn
[Ar]
3d10
4s2
31
Ga
[Ar]
3d10
4s2
4p1
32
Ge
[Ar]
3d10
4s2
4p2
33
As
[Ar]
3d10
4s2
4p3
34
Se
[Ar]
3d10
4s2
4p4
35
Br
[Ar]
3d10
4s2
4p5
36
Kr
[Ar]
3d10
4s2
4p6
Blok s Blok d Blok p
5.5. Ionisasi dan Energi Ionisasi
Atom netral tersusun dari inti atom dan sejumlah elektron yang mengelilingi inti
atom; kenetralan atom terjadi karena jumlah proton yang berada di inti atom sama
dengan jumlah keseluruhan muatan elektron. Elektron yang mengelilingi inti atom
terposisikan dalam orbital dengan tingkat-tingkat energi tertentu. Atom unsur blok s
dan blok p, memiliki elektron terluar berturut-turut di orbital ns dan np. Elektron
terluar inilah yang pada umumnya menentukan sifat-sifat unsur dalam bereaksi,
karena mereka lebih longgar terikat ke inti dibandingkan dengan elektron-elektron
yang berada pada tingkat energi yang lebih kecil (lebih dalam). Elektron yang lebih
dalam ini lebih terikat pada inti dan kita sebut elektron inti.
Pada atom netral, jumlah elektron (muatan negatif) sama dengan jumlah proton
(muatan positif). Atom Na (natrium) memiliki sebelas proton dalam intinya,
Konfigurasi Elektron Dalam Atom 59
dikelilingi oleh sebelas elektron; atom Cl (Chlor) memiliki tujuhbelas proton dalam
intinya dan dikelilingi oleh tujuhbelas elektron.
Apabila atom netral kehilangan satu atau lebih elektronnya, jumlah proton akan
melebihi jumlah elektron, dan atom akan menjadi bermuatan positif, yang disebut
ion positif. Atom Na yang kehilangan satu elektronnya, akan menjadi ion positif
yang disebut juga kation, dituliskan dengan simbol Na+.
Apabila atom netral menerima elektron dari luar, jumlah elektron yang ada di sekitar
inti lebih besar dari jumlah proton, dan atom menjadi bermuatan negatif yang
disebut ion negatif, disebut juga anion. Atom Cl yang menerima elektron sehingga
jumlah elektron yang mengelilingi intinya menjadi delapanbelas, menjadi ion negatif
Cl
−
.
Untuk melepaskan elektron dari atom netralnya (induknya) diperlukan sejumlah
energi; energi yang diperlukan itu disebut energi ionisasi. Jika elektron yang
dilepaskan itu adalah yang paling longgar terikat, energi ionisasi yang diperlukan
disebut energi ionisasi pertama. Jika sudah terjadi ionisasi yang pertama, bisa saja
terjadi ionisasi yang kedua, yang memerlukan energi yang lebih besar.
Energi ionisasi yang pertama didefinisikan sebagai energi yang diperlukan untuk
melepaskan elektron yang paling longgar terikat pada atom induk dari 1 mole atom
netral dalam fasa gas agar terbentuk 1 mole ion bermuatan +1 dalam fasa gas.
Dalam bentuk persamaan, definisi ini akan lebih mudah terlihat:
X → X + gas + e− ( gas) ( )
Energi ionisasi adalah energi yang diperlukan untuk melakukan perubahan ini setiap
mole dengan satuan kJ/mole.
Dalam buku ini, satuan untuk menyatakan energi ionisasi adalah elektron-volt, yang
merupakan jumlah energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron terluar suatu
unsur guna membentuk ion positif bermuatan +1. Energi ionisasi dalam satuan eV
dinamakan juga potensial ionisasi.
Potensial ionisasi didefinisikan sebagai energi yang diperlukan untuk melepaskan
elektron yang paling lemah terikat pada atom. Pada atom dengan banyak elektron,
pengertian ini sering disebut sebagai potensial ionisasi yang pertama.
Potensial ionisasi sampai perioda ke-empat terlihat pada Tabel.5.2., dalam satuan
elektron-volt (eV). Perhatikan bahwa penambahan satu elektron s hidrogen menjadi
helium menyebabkan konfigurasi atom menjadi makin stabil; oleh karena itu
potensial ionisasi meningkat dari 13,53 eV pada hidrogen menjadi 24,47 pada
helium.
Penambahan elektron 2s dari helium ke Lithium menyebabkan potensial ionisasi
menurun drastis, karena satu elektron di 2s pada lithium jauh lebih mudah lepas
dibandingkan pada helium. Namun penambahan satu elektron 2s pada lithium akan
membuat berilium lebih stabil dibanding lithium sehingga potensial ionisasi
berilium lebih besar dari lithium.
60 Sudaryatno S, Ning Utari, Mengenal Sifat-Sifat Material
Penambahan satu elektron 2p dari berilium ke boron menyebabkan boron memiliki
potensial ionisasi lebih rendah dari berilium karena elektron 2p pada boron lebih
mudah lepas dari elektron 2s pada berilium. Dari boron sampai neon potensial
ionisasi selalu meningkat nilainya karena secara teratur terjadi penambahan satu
elektron 2p yang menjadikan unsur makin stabil.
Kita amati juga pada Tabel-5.2. bahwa makin besar nomer atom, energi ionisasi
unsur pada golongan yang sama cenderung menurun. Akan tetapi energi ionisasi
setiap blok unsur cenderung meningkat jika kita bergerak dari kiri ke kanan, seperti
terlihat pada Gb.5.5.
Tabel 5.2. Energi Ionisasi [eV]. [3]
1
H
13,59
2
He
24,58
3
Li
5,39
4
Be
9,32
5
B
8,29
6
C
11,26
7
N
14,55
8
O
13,61
9
F
17,42
10
Ne
21,56
11
Na
5,14
12
Mg
7,64
13
Al
5,98
14
Si
8,15
15
P
10,48
16
S
10,36
17
Cl
13,01
18
Ar
15,76
19
K
4,34
20
Ca
6,11
21
Sc
6,54
22
Ti
6,83
23
V
6,74
24
Cr
6,76
25
Mn
7,43
26
Fe
7,87
27
Co
7,86
28
Ni
7,63
29
Cu
7,72
30
Zn
9,39
31
Ga
6,00
32
Ge
7,88
33
As
9,81
34
Se
9,75
35
Br
11,84
36
Kr
13,99
Ditinjau dari kiri ke kanan pada setiap tingkat energi, terlihat variasi energi ionisasi
cenderung meningkat, baik pada unsur blok s, blok p, maupun blok d. (Lihat pula
Gb.5.5.)
Gb.5.5. Variasi energi ionisasi
Variasi energi ini terkait dengan struktur atom. Energi ionisasi merupakan ukuran
besar energi untuk melepaskan elektron dari atom induknya. Makin tinggi energi
ionisasi berarti makin sulit pelepasan elektron tersebut, yang berarti pula bahwa
0
5
10
15
20
25
H
He
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
K
Ca
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
Ga
Ge
As
Se
Br
Kr
1 2 3 4 5 6 7 8 9 1011 1213 1415 16 1718 1920 21 2223 2425 2627 28 2930 3132 33 3435 36
Unsur
Energi ionisasi [eV]
s
p
p
d
p
s
s
Konfigurasi Elektron Dalam Atom 61
atom makin stabil. Itulah sebabnya mengapa unsur-unsur mulia seperti He, Ne, Ar,
dan Kr memiliki energi ionisasi paling tinggi dibandingkan unsur lain pada tingkat
energi yang sama.
5.6. Afinitas Elektron
Kalau energi ionisasi terkait dengan pembentukan ion positif, maka afinitas elektron
terkait dengan pembentukan ion negatif. Penggunaan pengertian afinitas elektron
terbatas pada unsur grup 6 dan 7 dalam tabel periodik.
Afinitas elektron adalah energi yang dilepaskan jika atom netral menerima satu
elektron membentuk ion negatif bermuatan −1. Afinitas elektron dinyatakan dengan
bilangan negatif, yang berarti pelepasan energi. Jika kita berjalan dari atas ke bawah
di satu grup unsur, maka afinitas elektron makin kecil, kecuali unsur F.
Afinitas elektron merupakan ukuran kemampuan suatu unsur untuk menarik
elektron, bergabung dengan unsur untuk membentuk ion negatif. Makin kuat gaya
tarik ini, berarti makin besar energi yang dilepaskan. Gaya tarik ini dipengaruhi oleh
jumlah muatan inti atom, jarak orbital ke inti, dan screening (tabir elektron). Jika
kita berjalan dari atas ke bawah di suatu grup unsur, jumlah proton inti atom akan
bertambah. Namun ada pengaruh tabir elektron yang menyebabkan pengaruh
muatan inti yang dirasakan oleh elektron terluar tidak lebih dari +7. Kita ambil
beberapa contoh.
Inti atom F berrnuatan +9. Elektron yang datang akan memasuki tingkat energi
terluar yaitu tingkat energi ke-2. Ia hanya akan merasakan pengaruh +7 dari inti
karena ada tabir elektron di tingkat energi pertama yang memuat 2 elektron.
Inti atom Cl bermuatan +17. Elektron yang akan bergabung, akan memasuki tingkat
energi terluar yaitu tingkat energi ke-3. Ia hanya akan merasakan pengaruh +7 dari
inti karena ada tabir elektron di tingkat energi pertama dan ke-2 yang memuat 10
elektron (dua di 1s, dua di 2s, enam di 2p).
Di samping itu, makin tinggi tingkat energi, makin jauh pula jarak ke inti atom, dan
makin berkurang pula pengaruh muatan inti atom.
Kita coba bandingkan unsur grup-6 yang muatan intinya +6 dengan unsur grup-7
yang mempunyai muatan inti +7. Tabir elektron di kedua grup ini sama. Oleh karena
itu elektron yang datang ke grup-6 menerima tarikan dari inti lebih kecil
dibandingkan dengan tarikan inti unsur grup-7. Hal ini mengakibatkan afinitas
elektron unsur grup-6 lebih kecil dibandingkan dengan unsur grup-7.
5.7. Ukuran Relatif Atom Dan Ion
Kita akan mencoba mencari gambaran mengenai ukuran atom dengan ”mengukur”
jari-jari atom. Atom tidak memiliki jari-jari tertentu yang tetap. Jari-jari atom hanya
dapat diketahui dengan mengukur jarak dua atom yang ”berdekatan”, kemudian
membagi dua jarak tersebut. Ada dua kemungkinan dua atom yang ”berdekatan”
tersebut, yaitu keduanya hanya bersinggungan atau keduanya membentuk ikatan.
Jika dua atom tepat saling bersinggungan, perhitungan jari-jari yang kita peroleh
disebut jari-jari van der Waals. Disebut demikian karena antara mereka terjadi tarik
62 Sudaryatno S, Ning Utari, Mengenal Sifat-Sifat Material
menarik dengan gaya yang sangat lemah yang disebut gaya van der Waals. Contoh
jari-jari van der Waals adalah jari-jari atom unsur mulia Ne dan Ar. Dua atom Ne
maupun dua atom Ar tidak membentuk ikatan melainkan saling tarik dengan gaya
van der Waals.
Jika dua atom yang ”berdekatan” tersebut membentuk ikatan, maka perhitungan jarijari
akan menghasilkan jari-jari metalik ataupun jari-jari kovalen, tergantung dari
jenis ikatan yang terjadi, apakah ikatan metal atau ikatan kovalen. Atom Al
membentuk ikatan metal dengan atom Al yang lain dan jari-jari atom Al adalah jarijari
metalik. Atom H membentuk ikatan kovalen dengan atom H yang lain dan jarijari
atom H adalah jari-jari kovalen. Tentang ikatan antar atom akan kita bahas
dalam bab selanjutnya.
Gb.5.6. memperlihatkan kecenderungan variasi ukuran atom (tanpa skala) yang
memiliki orbital pada tingkat energi ke-2 (perioda-2 dari Li sampai Ne) dan ke-3
(perioda-3 dari Na sampai Ar).
Gb.5.6. Kecenderungan variasi jari-jari atom
Jika unsur mulia tidak dimasukkan dalam deretan, maka terlihat bahwa jari-jari atom
makin kecil jika kita bergerak dari kiri ke kanan. Hal ini terjadi karena jumlah
proton di inti atom makin bertambah sedangkan tabir elektron tetap. Pertambahan
elektron terjadi di orbital yang sama, yaitu di 2s (Li, Be), di 2p (B sampai F), 3s (Na,
Mg), dan 3p (Al sampai Cl). Jika kita bergerak dari atas ke bawah, jari-jari atom
bertambah; hal ini terkait dengan pertambahan orbital pada tingkat energi yang lebih
tinggi.
Ukuran ion positif lebih kecil dari atom asalnya. Sebagai contoh kita ambil atom Na
dengan konfigurasi elektron 1s2 2s2 2p6 3s1. Jika ia berubah menjadi ion Na+ maka ia
kehilangan satu-satunya elektron di 4s; dengan kata lain ia juga kehilangan orbital
4s. Jumlah elektron yang tinggal 10 ditarik oleh 11 proton dan oleh karena itu jarijari
ion Na+ lebih kecil dari atom Na.
Ukuran dari ion negatif lebih besar dari atom asalnya. Atom Cl misalnya, dengan
konfigurasi elektron 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5. Ia menjadi ion negatif Cl
−
dengan menerima
satu tambahan elektron di orbital 3p. Tambahan elektron ini, walaupun tetap di
orbital 3p, menyebabkan bertambahnya gaya tolak dengan inti sehingga jari-jari
akan mengembang. Jumlah proton tetap 17, jumlah elektron menjadi 18.
5.8. Konfigurasi Elektron Unsur-Unsur
Tabel-5.3. memuat selengkapnya konfigurasi elektron dalam atom unsur-unsur. Isi
tabel ini dikutip dari buku Daniel D. Pollock dan Marcelo Alonso.[1,3].
Perioda-2: Li Be B C N O F Ne
Perioda-3: Na Mg Al Si P S CL Ar
Konfigurasi Elektron Dalam Atom 63
Tabel-5.3. Konfigurasi Elektron Unsur-Unsur pada Ground State.[1,3].
1
H
1s1
13,59
2
He
1s2
24,58
3
Li
[He]
2s1
5,39
4
Be
[He]
2s2
9,32
5
B
[He]
2s2
2p1
8,29
6
C
[He]
2s2
2p2
11,26
7
N
[He]
2s2
2p3
14,55
8
O
[He]
2s2
2p4
13,61
9
F
[He]
2s2
2p5
17,42
10
Ne
[He]
2s2
2p6
21,56
11
Na
[Ne]
3s1
5,14
12
Mg
[Ne]
3s2
7,64
13
Al
[Ne]
3s2
3p1
5,98
14
Si
[Ne]
3s2
3p2
8,15
15
P
[Ne]
3s2
3p3
10,48
16
S
[Ne]
3s2
3p4
10,36
17
Cl
[Ne]
3s2
3p5
13,01
18
Ar
[Ne]
3s2
3p6
15,76
19
K
[Ar]
4s1
4,34
20
Ca
[Ar]
4s2
6,11
21
Sc
[Ar]
3d1
4s2
6,54
22
Ti
[Ar]
3d2
4s2
6,83
23
V
[Ar]
3d3
4s2
6,74
24
Cr
[Ar]
3d5
4s1
6,76
25
Mn
[Ar]
3d5
4s2
7,43
26
Fe
[Ar]
3d6
4s2
7,87
27
Co
[Ar]
3d7
4s2
7,86
28
Ni
[Ar]
3d8
4s2
7,63
29
Cu
[Ar]
3d10
4s1
7,72
30
Zn
[Ar]
3d10
4s2
9,39
31
Ga
[Ar]
3d10
4s2
4p1
6,00
32
Ge
[Ar]
3d10
4s2
4p2
7,88
33
As
[Ar]
3d10
4s2
4p3
9,81
34
Se
[Ar]
3d10
4s2
4p4
9,75
35
Br
[Ar]
3d10
4s2
4p5
11,84
36
Kr
[Ar]
3d10
4s2
4p6
13,99
37
Rb
[Kr]
5s1
4,18
38
Sr
[Kr]
5s2
5,67
39
Y
[Kr]
4d1
5s2
6,38
40
Zr
[Kr]
4d2
5s2
6,84
41
Nb
[Kr]
4d4
5s1
6,88
42
Mo
[Kr]
4d5
5s1
7,10
43
Tc
[Kr]
4d6
5s1
7,23
44
Ru
[Kr]
4d7
5s1
7,37
45
Rh
[Kr]
4d8
5s1
7,46
46
Pd
[Kr]
4d10
8,33
47
Ag
[Kr]
4d10
5s1
7,57
48
Cd
[Kr]
4d10
5s2
8,99
49
In
[Kr]
4d10
5s2
5p1
5,76
50
Sn
[Kr]
4d10
5s2
5p2
7,30
51
Sb
[Kr]
4d10
5s2
5p3
8,35
52
Te
[Kr]
4d10
5s2
5p4
8,96
53
I
[Kr]
4d10
5s2
5p5
10,5
54
Xe
[Kr]
4d10
5s2
5p6
12,08
55
Cs
[Xe]
6s1
3,87
56
Ba
[Xe]
6s2
5,19
57
La
[Xe]
5d1
6s2
58
Ce
[Xe]
4f 1
5d1
6s2
59
Pr
[Xe]
4f 3
6s2
60
Nd
[Xe]
4f 4
6s2
61
Pm
[Xe]
4f 5
6s2
62
Sm
[Xe]
4f 6
6s2
63
Eu
[Xe]
4f 7
6s2
64
Gd
[Xe]
4f 7
5d1
6s2
65
Tb
[Xe]
4f 9
6s2
66
Dy
[Xe]
4f 10
6s2
67
Ho
[Xe]
4f 11
6s2
68
Er
[Xe]
4f 12
6s2
69
Tm
[Xe]
4f 13
6s2
70
Yb
[Xe]
4f 14
6s2
71
Lu
[Xe]
4f 14
5d1
6s2
72
Hf
[Xe]
4f 14
5d2
6s2
73
Ta
[Xe]
4f 14
5d3
6s2
74
W
[Xe]
4f14
5d4
6s2
75
Re
[Xe]
4f 14
5d5
6s2
76
Os
[Xe]
4f 14
5d6
6s2
77
Ir
[Xe]
4f 14
5d7
6s2
78
Pt
[Xe]
4f 14
5d9
6s1
79
Au
[Xe]
4f 14
5d10
6s1
80
Hg
[Xe]
4f 14
5d10
6s2
81
Tl
[Xe]
4f 14
5d10
6s2
6p1
7,07
82
Pb
[Xe]
4f 14
5d10
6s2
6p2
7,38
83
Bi
[Xe]
4f 14
5d10
6s2
6p3
7,25
84
Po
[Xe]
4f 14
5d10
6s2
6p4
85
At
[Xe]
4f 14
5d10
6s2
6p5
86
Rn
[Xe]
4f 14
5d10
6s2
6p6
10,70
87
Fr
[Rn]
7s1
88
Ra
[Rn]
7s2
89
Ac
[Rn]
6d1
7s2
90
Th
[Rn]
6d2
7s2
91
Pa
[Rn]
5f 2
6d1
7s2
92
U
[Rn]
5f 3
6d1
7s2
93
Np
[Rn]
5f 4
6d1
7s2
94
Pu
[Rn]
5f 6
7s2
95
Am
[Rn]
5f 7
7s2
96
Cm
[Rn]
5f 7
6d1
7s2
97
Bk
[Rn]
98
Cf
[Rn]
99
Es
[Rn]
100
Fm
[Rn]
101
Md
[Rn]
102
No
[Rn]
103
Lw
[Rn
SukaSuka
Pertanian adalah kegiatan pemanfaatan sumber daya hayati yang dilakukan manusia untuk menghasilkan bahan pangan, bahan baku industri, atau sumber energi, serta untuk mengelola lingkungan hidupnya. Kegiatan pemanfaatan sumber daya hayati yang termasuk dalam pertanian biasa difahami orang sebagai budidaya tanaman atau bercocok tanam (bahasa Inggris: crop cultivation) serta pembesaran hewan ternak (raising), meskipun cakupannya dapat pula berupa pemanfaatan mikroorganisme dan bioenzim dalam pengolahan produk lanjutan, seperti pembuatan keju dan tempe, atau sekedar ekstraksi semata, seperti penangkapan ikan atau eksploitasi hutan.
Bagian terbesar penduduk dunia bermata pencaharian dalam bidang-bidang di lingkup pertanian, namun pertanian hanya menyumbang 4% dari PDB dunia. Sejarah Indonesia sejak masa kolonial sampai sekarang tidak dapat dipisahkan dari sektor pertanian dan perkebunan, karena sektor – sektor ini memiliki arti yang sangat penting dalam menentukan pembentukan berbagai realitas ekonomi dan sosial masyarakat di berbagai wilayah Indonesia. Berdasarkan data BPS tahun 2002, bidang pertanian di Indonesia menyediakan lapangan kerja bagi sekitar 44,3% penduduk meskipun hanya menyumbang sekitar 17,3% dari total pendapatan domestik bruto.
Kelompok ilmu-ilmu pertanian mengkaji pertanian dengan dukungan ilmu-ilmu pendukungnya. Inti dari ilmu-ilmu pertanian adalah biologi dan ekonomi. Karena pertanian selalu terikat dengan ruang dan waktu, ilmu-ilmu pendukung, seperti ilmu tanah, meteorologi, permesinan pertanian, biokimia, dan statistika, juga dipelajari dalam pertanian. Usaha tani (farming) adalah bagian inti dari pertanian karena menyangkut sekumpulan kegiatan yang dilakukan dalam budidaya. Petani adalah sebutan bagi mereka yang menyelenggarakan usaha tani, sebagai contoh “petani tembakau” atau “petani ikan”. Pelaku budidaya hewan ternak (livestock) secara khusus disebut sebagai peternak.
Ekosistem merupakan sistem yang terbentuk dari interasksi
yang dinamis antara komponen abiotik dan biotic.
• Menurut istilah Andewartha dan Birch (1961) ekosistem adalah
suatu sistem yang rumit dan interaktif yang tersusun oleh
semua organisme hidup pada suatu daerah dan semua
lingkungan fisiknya seperti tanah, air, iklim, tempat berlindung
dan habitat.
• Ekosistem dengan karakteristik vegetasi yang sama
membentuk bioma .
SukaSuka
Wow, certainly great article. How can I find this subscription?
Katherine Stepman
best bug detector
SukaSuka