makalah struktur atom

TUGAS KIMIA

STRUKTUR ATOM

O L E H

KELOMPOK 3

·      M111 13 051 Khaerum Nisa

·      M111 13 053 Chindy Gloria Saranga’

·      M111 13 061 Muh. Fikri Rum

·      M111 13 078 Muh. Fadly Alamsyah

·      M111 13 082 Sri Arfiani Rahim Sila

·      M111 13 084 Lela Satriani Candra

FAKULTAS KEHUTANAN

UNIVERSITAS HASANUDDIN

2 0 1 3

KATA PENGANTAR

            Puji dan syukur penulis panjatkan kehadirat Tuhan Yang Maha Esa yang telah memberikan rahmat dan karunia-Nya sehingga penulis dapat menyelesaiakan karya tulis ilmiah dengan judul “STRUKTUR ATOM”. Karya tulis ilmiah ini disusun dalam rangka memenuhi tugas kelompok dalam mata kuliahan Kimia.

            Atas bimbingan bapak/ibu dosen dan saran dari teman-teman maka disusunlah karya tulis ilmiah ini. Semoga dengan tersusunnya makalah ini diharapkan dapat berguna bagi kami semua dalam memenuhi salah satu syarat tugas kami di perkuliahan. Karya tulis ini diharapkan bisa bermanfaat dengan efisien dalam proses perkuliahan.

            Dalam menyusun makalah ini, penulis banyak memperoleh bantuan dari berbagai pihak, maka penulis mengucapkan terima kasih kepada pihak-pihak yang terkait. Dalam menyusun karya tulis ini penulis telah berusaha dengan segenap kemampuan untuk membuat karya tulis yang sebaik-baiknya.

Sebagai pemula tentunya masih banyak kekurangan dan kesalahan dalam makalah ini, oleh karenanya kami mengharapkan kritik dan saran agar makalah ini bisa menjadi lebih baik.

            Demikianlah kata pengantar karya tulis ini dan penulis berharap semoga karya ilmiah ini dapat digunakan sebagaimana mestinya. Amin.

                                                                                   Makassar, 28 Agustus 2013

                                                                                                 Penulis

DAFTAR ISI

KATA PENGANTAR                                                                                    i

DAFTAR ISI                                                                                                   ii

BAB I      PENDAHULUAN                                                                          1

A.    Latar Belakang                                                                            1

B.     Rumusan Masalah                                                                       1

C.     Tujuan Penulisan                                                                         2

D.    Manfaat Penulisan                                                                       2

BAB II    PEMBAHASAN                                                                             3

1.      Perkembangan Teori Atom                                                         3

2.      Bilangan Kuantum                                                                      13

3.      Bentuk dan Orientasi Orbital                                                      15

4.      Konfigurasi Elektron                                                                   17

5.      Lambang Unsur                                                                           19

6.      Isotop, Isobar, dan Isoton Suatu Unsur                                      21

BAB III   PENUTUP                                                                                       22

A.    Kesimpulan                                                                                 22

B.     Saran                                                                                           22

DAFTAR PUSTAKA                                                                                     23

 

BAB I

PENDAHULUAN

A. Latar Belakang

Segala sesuatu benda dalam alam ini mempunyai unsur dan partikel dalam penyusunannya. Suatu zat atau benda memiliki beberapa partikel dalam menyusun dirinya, mulai dari partikel dalam ukuran makro hingga partikel yang berukuran mikro. Dalam partikel berukuran mikro, zat-zat itu akan tersusun atas partikel yang lebih kecil lagi sehingga pada akhirnya tidak dapat dibagi lagi. Partikel itulah yang disebut dengan atom.

Konsep atom pertama kali dikemukakan oleh Democritus. Atom berasal dari kata atomos (dalam bahasa Yunani a = tidak, tomos = dibagi), jadi atom merupakan partikel yang sudah tidak dapat dibagi lagi. Menurut Dalton konsep atom Democritus ini tidak bertentangan dengan Hukum Kekekalan Massa dan Hukum Kekekalan Energi, sehingga Dalton membuat teori tentang atom yang salah satunya adalah materi tersusun atas partikel-partikel terkecil yang tidak dapat dibagi lagi.

Tetapi konsep atom Dalton belum memuaskan para ilmuwan pada masa itu. Ditemukannya elektron, proton, neutron, dan radioaktivitas dalam atom  menyebabkan timbulnya teori baru tentang atom. Mulai dari teori atom Thomson, Rutherford, Bohr, dan Mekanika Kuantum.

B. Rumusan Masalah

          Dari latar belakang di atas, kita bisa menentukan rumusan masalah yang akan dibahas dalam makalah ini, yaitu :

1.      Bagaimanakah perkembangan teori atom ?

2.      Bagaimanakah deskripsi struktur atom?

C. Tujuan Penulisan

          Adapun tujuan dalam penulisan karya ilmiah ini, yaitu :

1.      Sebagai salah satu syarat dalam mengikuti mata kuliah Kimia.

2.      Menambah wawasan tentang struktur atom.

3.      Mengetahui perkembangan teori atom.

D. Manfaat Penulisan

            Adapun manfaat dalam penulisan karya ilmiah ini, yaitu :

1.      Sebagai pedoman untuk menambah pengetahuan dalam membuat suatu karya ilmiah.

2.      Sebagai referensi bagi penulis dalam pembuatan makalah berikutnya.

3.      Sebagai bahan bacaan.

BAB II

PEMBAHASAN

1. Perkembangan Teori Atom

Teori atom pada awalnya dikemukakan untuk menjelaskan reaksi kimia. Teori atom ini dimulai dengan teori atom Dalton yang menjelaskan adanya hukum kekekalan massa dan hukum perbandingan tetap, serta mampu meramalkan adanya hukum kelipatan perbandingan atau hukum perbandingan berganda. Selanjutnya untuk dapat menjelaskan sifat-sifat atom lainnya, seperti spektrum atom, sifat magnet dan listrik, serta bagaimana cara atom berikatan membentuk senyawa kimia, berkembanglah model-model atom menurut Thomson, Rutherford, Bohr dan melalui pedekatan mekanika kuantum. Model-model tersebut terutama mengemukakan struktur atom yang berkaitan dengan kebolehjadian menemukan posisi elektron di dalam volume ruang atom.

1.1 Teori Atom Dalton

Istilah atom untuk menyatakan bagian terkecil zat yang tidak dapat dibagi lebih lanjut sudah dikemukakan oleh filosof Yunani, Leucippus dan Democritus sejak 400 tahun sebelum Masehi. Berdasarkan pemikiran bahwa konsep atom Democritus sesuai dengan Hukum Kekekalan Massa / Hukum Lavoisier (1789) berbunyi “massa zat sebelum dan sesudah reaksi sama” dan Hukum Perbandingan Tetap / Hukum Proust (1797) berbunyi “perbandingan massa unsur-unsur dalam suatu senyawa adalah tetap dan tertentu”, maka John Dalton tahun 1803 merumuskan teori atom sebagai berikut :

a.       Materi tersusun atas partikel-partikel terkecil yang disebut atom.

b.      Atom-atom penyusun unsur bersifat identik (sama dan sejenis).

c.       Atom suatu unsur tidak dapat diubah menjadi atom unsur lain.

d.      Senyawa tersusun atas 2 jenis atom atau lebih dengan perbandingan tetap dan  tertentu.

e.       Pada reaksi kimia terjadi penataulangan atom-atom yang bereaksi. Reaksi kimia terjadi karena pemisahan atom-atom dalam senyawa untuk kemudian bergabung kembali membentuk senyawa baru.

Hal di atas juga dikemukakan oleh Walter J. Lehman dalam bukunya yang berjudul Atomic and Molecular Structure, bahwa “...Dalton described the properties of these particles as follows: they cannot be divided (because they are nature’s basic building blocks) and they cannot be destroyed or created (because of the Law of Conservation of Mass).”

Dalam perkembangannya tidak semua teori atom Dalton benar, karena pada tahun 1897 J.J.Thomson menemukan partikel bermuatan listrik negatif yang kemudian disebut elektron. Tahun 1886 Eugene Goldstein menemukan partikel bermuatan listrik positif yang kemudian disebut proton. Dan tahun 1932 James Chadwick berhasil menemukan neutron.

Salah satu hipotesis Dalton adalah reaksi kimia dapat terjadi karena penggabungan atom-atom atau pemisahan gabungan atom. Misalnya, logam natrium bersifat netral dan reaktif dengan air dan dapat menimbulkan ledakan. Jika logam natrium direaksikan dengan gas klorin yang bersifat racun dan berbau merangsang, maka akan dihasilkan NaCl yang tidak reaktif terhadap air, tidak beracun, dan tidak berbau merangsang seperti logam natrium dan gas klorin.

Karena ada banyak hal yang tidak dapat diterangkan oleh teori atom Dalton, maka para ilmuwan terdorong untuk melakukan penyelidikan lebih lanjut tentang rahasia atom.

1.2 Teori Atom Thomson

Tonggak sejarah perkembangan teori atom selanjutnya dimulai dari penemuan hukum Faraday yang diperoleh melalui percobaan elektrolisis. Dari hukum tersebut disimpulkan bahwa terdapat kaitan antara satuan muatan listrik dengan massa zat yang dihasilakn pada kedua elektroda. Berdasarkan percobaan Faraday tersebut, G. Johnstone Stoney (1891) mengusulkan bahwa muatan listrik terdapat dalam satuan diskrit yang disebut elektron dan satuan ini berkaitan dengan atom.

Sifat alamiah elektron diperjelas lebih lanjut oleh Thomson melalui percobaan tabung penbawa muatan listrik yang menghasilkan sinar katoda, yaitu bergerak menurut garis lurus, memiliki massa yang lebih ringan dari atom, mengalami pembelokan oleh medan magnet atau medan listrik, serta tidak bergantung pada jenis gas pengisi tabung dan material logam katoda. Dari karakteristik tersebut, Thomson menyimpulkan bahwa sinar katoda pada hakekatnya adalah berkas partikel bermuatan negatif yang disebut elektron dan merupakan partikel penyusun atom secara universal.

Setelah tahun 1897 Joseph John Thomson berhasil membuktikan dengan tabung sinar katode bahwa sinar katode adalah berkas partikel yang bermuatan negatif (berkas elektron) yang ada pada setiap materi maka tahun 1898 J.J.Thomson membuat suatu teori atom. Menurut Thomson, atom berbentuk bulat di mana muatan listrik positif yang tersebar merata dalam atom dinetralkan oleh elektron-elektron yang berada di antara muatan positif. Elektron-elektron dalam atom diumpamakan seperti butiran kismis dalam roti, maka Teori Atom Thomson juga sering dikenal Teori Atom Roti Kismis. Namun, kelemahan teori ini adalah yaitu Thomson tidak dapat menjelaskan susunan muatan positif dan negatif dalam bola atom tersebut.

Electron yang bermuatan negatif merupakan partikel dasar penyusun atom, sedangkan zat pada dasarnya tidak bermuatan (netral), sehingga partikel lain penyusun atom haruslah suatu partikel yang bermuatan positif. Adanya partikel bermuatan positif dibuktikan dengan adanya percobaan tabung pembawa muatan listrik dengan menggunakan katoda yang berlubang-lubang dan pada bagian belakang katoda tersebut terdapat lapisan yang dapat berluminisensi. Dari percobaan ini dapat diidentifikasi adanya arus partikel bermuatan positif yang bergerak berlawanan arah dengan sinar katoda. Berkas partikel positif tersebut kemudian disebut sebagai sinar anoda atau sinar terusan (canal rays). Besarnya angka banding muatan terhadap massa sinar terusan, ternyata bervariasi bergantung pada jenis gas pengisi tabung pembawa muatan listrik tersebut. Sifat-sifat-sinar terusan adalah :

a.       Terdiri dari partikel bermuatan positif yang bermassa hampir sama dengan massa atom relatif gas pengisi tabung pembawa muatan listrik.

b.      Bergerak menurut garis lurus, dan dibelokkan oleh medan listrik maupun medan magnet ke arah yang berlawanan dengan membelokkan sinar katoda.

c.       Massa partikel bermuatan positif paling kecil terjadi jika sebagai pengisi tabung pembawa muatan listrik adalah hidrogen. Dari hasil ini kemudian disimpulkan bahwa partikel bermuatan positif yang bermassa hampir sama dengan massa atom hidrogen disebut proton.

1.3 Teori Atom Rutherford

Pada tahun 1896, Henry Becquerel melalui sejumlah percobaan mengamati bahwa garam-garam uranium memancarkan radiasi yang dapat menghitamkan film fotografi. Garam-garam uranium tersebut tanpa diaktifkan terlebih dahulu dengan cahaya (tidak seperti gejala luminisensi) memancarkan radiasi yang memiliki daya tembus seperti sinar-X yang telah ditemukan Rontgen.

Marie Curie, pada tahun 1898, menunjukkan bahwa radiasi tersebut tidak hanya berasal dari zat yang mengandung uranium, tetapi juga dari unsur-unsur baru yang ditemukannya, yaitu polonium dan radium. Kemudian bersama dengan Piere Curie, ia menyimpulkan bahwa radiasi yang dipancarkan tersebut adalah suatu gejala atomik untuk suatu unsur, tidak berkaitan dengan keadaan fisika maupun kimia.  Gejala atomik tersebut kemudian diperkenalkannya sebagai gejala keradioaktifan.

Pada tahun 1899, Rutherford dengan menggunakan alat elektrometer dan lempengan tipis aluminium mendemonstrasikan bahwa radiasi yang dipancarkan tersebut dapat digolongkan menjadi dua jenis, yaitu radiasi alfa dan radiasi beta. Jenis yang pertama terserap sempurna oleh aluminium dengan ketebalan beberapa m, sedangkan jenis kedua memiliki daya tembus terhadap aluminium kira-kira seratus kali daya tembus radiasi jenis pertama. Pada tahun 1900, dilaporkan oleh P. Curie dan Villard, adanya radiasi jenis ketiga yang dipancarkan dari gejala keradioaktifan yang disebut sinar gamma, yang memiliki daya tembus jauh lebih besar dari sinar beta.

Mengenai gejala alamiah keradioaktifan ini, Rutherford dan Soddy pada tahun 1902 telah sampai pada pengertian yang mendalam dan menyimpulkan bahwa unsur-unsur radioaktif mengalami transformasi spontan dari suatu bentuk atom menjadi bentuk atom yang lain, disertai dengan perubahan-perubahan subatomik dan pemancaran radiasi radioaktif. Pada tahun 1903 Philipp Lenard melalui percobaannya membuktikan bahwa teori atom Thomson yang menyatakan bahwa elektron tersebar merata dalam muatan positif atom adalah tidak benar. Hal ini mendorong Ernest Rutherford (1911) tertarik melanjutkan eksperimen Lenard. Dengan bantuan kedua muridnya Hans Geiger dan Ernest Marsden, Rutherford melakukan percobaan dengan hamburan sinar α pada lempeng tipis emas. Partikel α bermuatan positif, bergerak lurus, berdaya tembus besar sehingga bisa menembus lembaran tipis kertas.

            Berdasarkan percobaan tersebut disimpulkan bahwa:

a.       Sebagian besar ruang dalam atom adalah ruang hampa; partikel α diteruskan.

b.      Di dalam atom terdapat suatu bagian yang sangat kecil dan padat yang disebut inti atom; partikel α dipantulkan kembali oleh inti atom.

c.       Muatan inti atom dan partikel α sejenis yaitu positif; sebagian kecil partikel α dibelokkan.

Hasil percobaan tersebut menggugurkan teori atom Thomson. Kemudian Rutherford mengajukan teori atom sebagai berikut: atom tersusun atas inti atom yang bermuatan positif sebagai pusat massa dan dikelilingi elektron-elektron yang bermuatan negatif. Massa atom berpusat pada inti dan sebagian besar volume atom merupakan ruang hampa. Atom bersifat netral, karena itu jumlah muatan positif dalam atom (proton) harus sama dengan jumlah elektron. Diameter inti atom berkisar 10–15 m, sedang diameter atom berkisar 10–10 m.

Kelemahan teori atom Rutherford:

a.       Tidak dapat menjelaskan bahwa atom bersifat stabil.

Teori atom Rutherford bertentangan dengan Hukum Fisika Maxwell. Jika partikel bermuatan negatif (elektron) bergerak mengelilingi partikel bermuatan berlawanan (inti atom bermuatan positif), maka akan mengalami percepatan dan memancarkan energi berupa gelombang elektromagnetik. Akibatnya energi elektron semakin berkurang. Jika demikian halnya maka lintasan elektron akan berupa spiral. Pada suatu saat elektron tidak mampu mengimbangi gaya tarik inti dan akhirnya elektron jatuh ke inti. Sehingga atom tidak stabil padahal kenyataannya atom stabil.

b.      Tidak dapat menjelaskan bahwa spektrum atom hidrogen berupa spektrum garis (diskrit/diskontinu).

Jika elektron berputar mengelilingi inti atom sambil memancarkan energi, maka lintasannya berbentuk spiral. Ini berarti spektrum gelombang elektromagnetik yang dipancarkan berupa spektrum pita (kontinu) padahal kenyataannya dengan spektrometer atom hidrogen menunjukkan spektrum garis.

1.4 Teori Kuantum Planck

Max Planck, ahli fisika dari Jerman, pada tahun 1900 mengemukakan teori kuantum. Planck menyimpulkan bahwa atom-atom dan molekul dapat memancarkan atau menyerap energi hanya dalam jumlah tertentu. Jumlah atau paket energi terkecil yang dapat dipancarkan atau diserap oleh atom atau molekul dalam bentuk radiasi elektromagnetik disebut kuantum.

Planck menemukan bahwa energi foton (kuantum) berbanding lurus dengan frekuensi cahaya.

E = h · ν

dengan:

E = energi (J)

h = konstanta Planck 6,626 × 10^–34 J. s

ν = frekuensi radiasi (s–1)

            Salah satu fakta yang mendukung kebenaran dari teori kuantum Max Planck adalah efek fotolistrik, yang dikemukakan oleh Albert Einstein pada tahun 1905. Efek fotolistrik adalah keadaan di mana cahaya mampu mengeluarkan

elektron dari permukaan beberapa logam (yang paling terlihat adalah logam alkali).

Einstein menerangkan bahwa cahaya terdiri dari partikel-partikel foton yang energinya sebanding dengan frekuensi cahaya. Jika frekuensinya rendah, setiap foton mempunyai jumlah energi yang sangat sedikit dan tidak mampu memukul elektron agar dapat keluar dari permukaan logam. Jika frekuensi (dan energi) bertambah, maka foton memperoleh energi yang cukup untuk melepaskan elektron. Hal ini menyebabkan kuat arus juga akan meningkat. Energi foton bergantung pada frekuensinya.

E = h . ν = h .

dengan :

E = energi (J)

h = konstanta Planck 6,626 × 10^–34 J. s

ν = frekuensi radiasi (s–1)

c = kecepatan cahaya 3 x 10⁸ m/s

λ = panjang gelombang

1.5 Teori Atom Bohr

Diawali dari pengamatan Niels Bohr terhadap spektrum atom, adanya spektrum garis menunjukkan bahwa elektron hanya beredar pada lintasan-lintasan dengan energi tertentu. Model atom yang dikemukakan oleh Bohr mampu menjelaskan terjadinya garis-garis spektrum pada atom hidrogen, tetapi gagal untuk meramalkan terjadinya spektrum yang dipancarkan atom-atom unsur lain.

Bohr (1913) menyatakan bahwa elektron-elektron beredar mengelilingi inti pada lintasan-lintasan tertentu. Masing-masing lintasan mempunyai tingkatan energi yang berbeda-beda. Jika lintasan energi semakin jauh, maka semakin tinggi energinya. Elektron-elektron dapat pindah dari lintasan tingkat energi satu ke lintasan energi lain dengan cara menyerap atau melepaskan energi. Jika elektron pindah dari lintasan energi yang tinggi ke lintasan energi yang lebih rendah, maka akan melepaskan energi, sebaliknya elektron memerlukan energi untuk dapat pindah dari lintasan dengan energi rendah ke lintasan dengan tingkat energi lebih tinggi.

Masih ingatkah kalian mengapa jika suatu senyawa tertentu memiliki warna yang berbeda-beda jika dibakar dalam nyala api? Perbedaan nyala yang dihasilkan oleh senyawa atau unsur tertentu dikarenakan terjadinya loncatan elektron dari lintasan energi yang lebih tinggi menuju lintasan energi yang lebih rendah. Model atom Bohr telah berhasil menerangkan terjadinya spektrum yang terjadi pada suatu unsur atau senyawa. Namun demikian model atom Bohr menjadi lemah karena munculnya teori ahli fisika lain.

Kelemahan teori atom Bohr:

a.       Hanya mampu menjelaskan spektrum atom hidrogen tetapi tidak mampu menjelaskan spektrum atom yang lebih kompleks (dengan jumlah elektron

yang lebih banyak).

b.      Orbit/kulit elektron mengelilingi inti atom bukan berbentuk lingkaran melainkan berbentuk elips.

c.       Bohr menganggap elektron hanya sebagai partikel bukan sebagai partikel dan gelombang, sehingga kedudukan elektron dalam atom merupakan kebolehjadian.

1.6 Hipotesis de Broglie

Pada tahun 1924, Louis de Broglie, menjelaskan bahwa cahaya dapat berbentuk partikel pada suatu waktu, yang memperlihatkan sifat-sifat seperti gelombang. Beliau mengemukakan bahwa elektron yang bergerak mempunyai sifat-sifat gelombang. Ia menggambarkan persamaan Einstein (energi suatu partikel bermassa m).

E=mc²......................................................................... (1

dengan persamaan Planck (energi suatu gelombang berfrekuensi ν)

E=hν   ........................................................................ (2

Persamaan (1 = persamaan (2

            mc² = hν =  

m =  ........................................................................ (3

            De Broglie berpendapat jika sesuatu merupakan gelombang sebagaimana sinar dipertimbangkan sebagai aliran suatu partikel maka ia mengusulkan bahwa sinar partikel seperti elektron dapat dipikirkan sebagai gelombang. Tidak seperti sinar yang berjalan dengan kecepatan tetap, elektron berjalan dengan kecepatan tidak tetap (bervariasi). Maka, disubstitusikanlah kecepatan cahaya (c) pada persamaan (3 dengan kecepatan elektron (ν), menghasilkan :

m =  atau λ =

dengan :

λ = panjang gelombang (m)

h = tetapan Planck (6,626 × 10^–34 J. s atau 6,63 × 10^–34 kg m² s^-1)

m = massa elektron (kg)

ν = kecepatan atau frekuensi elektron (m/s)

1.7 Teori Mekanika Kuantum

Dalam fisika klasik, partikel memiliki posisi dan momentum yang jelas dan mengikuti lintasan yang pasti. Akan tetapi, pada skala atomik, posisi dan momentum atom tidak dapat ditentukan secara pasti. Hal ini dikemukakan oleh Werner Heisenberg pada tahun 1927 dengan Prinsip Ketidakpastian (uncertainty principle).

Menurut Heisenberg, metode eksperimen apa saja yang digunakan untuk menentukan posisi atau momentum suatu partikel kecil dapat menyebabkan perubahan, baik pada posisi, momentum, atau keduanya. Jika suatu percobaan dirancang untuk memastikan posisi elektron, maka momentumnya menjadi tidak pasti, sebaliknya jika percobaan dirancang untuk memastikan momentum atau kecepatan elektron, maka posisinya menjadi tidak pasti.

Untuk mengetahui posisi dan momentum suatu elektron yang memiliki sifat gelombang, maka pada tahun 1927, Erwin Schrodinger, mendeskripsikan pada sisi elektron tersebut dengan fungsi gelombang (wave function) yang memiliki satu nilai pada setiap posisi di dalam ruang. Fungsi gelombang ini dikembangkan dengan notasi φ (psi), yang menunjukkan bentuk dan energi gelombang elektron.

Teori mekanika kuantum menjelaskan bahwa elektron yang bersifat sebagai gelombang tidak mungkin berada dalam suatu lintasan sebagaimana teori atom Bohr. Jika elektron berada dalam suatu daerah atom, maka posisi atau lokasi elektron tidak dapat ditentukan secara pasti. Keberadaan elektron hanya dapat dikatakan di daerah yang kebolehjadiannya paling besar. Daerah yang mempunyai kebolehjadian terdapatnya elektron dikenal dengan istilah orbital. Orbital didefinisikan sebagai daerah atau ruang di sekitar inti yang kemungkinan ditemukannya elektron terbesar. Beberapa orbital bergabung membentuk kelompok yang disebut subkulit. Jika orbital kita analogikan sebagai “kamar elektron”, maka subkulit dapat dipandang sebagai “rumah elektron”. Beberapa subkulit yang bergabung akan membentuk kulit atau “desa elektron”.

Subkulit	Orbital	Elektron Maksimum
s	1	2
p	3	6
d	5	10
f	7	14
g	9	18
h	11	22
i	13	26

Orbital-orbital dalam satu subkulit mempunyai tingkat energi yang sama, sedangkan orbital-orbital dari subkulit berbeda, tetapi dari kulit yang sama mempunyai tingkat energi yang bermiripan.

2. Bilangan Kuantum

Untuk menggambarkan letak elektron-elektron dalam atom dikenalkan istilah bilangan kuantum. Dalam teori mekanika kuantum, dikenal empat macam

bilangan kuantum, yaitu bilangan kuantum utama(n), bilangan kuantum azimuth(l), bilangan kuantum magnetik(m), dan bilangan kuantum spin(s).

2.1 Bilangan Kuantum Utama (n)

Bilangan kuantum utama (n) menyatakan kulit tempat orbital berada. Bilangan kuantum utama (n) diberi nomor dari n = 1 sampai dengan n = ~ . Kulit-kulit tersebut disimbolkan dengan huruf, dimulai huruf K, L, M, N, dan seterusnya.

Bilangan kuantum utama (n) terkait dengan jarak rata-rata lautan elektron dari inti (jari-jari = r). Jika nilai n semakin besar, maka jaraknya dengan inti semakin besar pula. Bilangan kuantum utama terdiri atas orbital-orbital yang diberi simbol s, p, d, f, g, h, i, dan seterusnya, yang kemudian dikenal dengan bilangan kuantum azimut.

2.2 Bilangan Kuantum Azimut (l)

Bilangan kuantum azimuth (l) membagi kulit menjadi orbital-orbital yang lebih kecil (subkulit). Untuk setiap kulit n, memiliki bilangan kuantum azimuth (l) mulai l = 0 sampai l = (n – 1). Biasanya subkulit dengan l = 1, 2, 3, …, (n – 1) diberi simbol s, p, d, f, dan seterusnya. Bilangan kuantum azimuth (l) menggambarkan bentuk orbital. Selain itu, pada atom yang memiliki dua elektron atau lebih bilangan kuantum azimuth(l) juga menyatakan tingkat energi. Untuk kulit yang sama, energi subkulit akan meningkat dengan bertambahnya nilai l. Jadi, subkulit s memiliki tingkat energi yang terendah, diikuti subkulit p, d, f, dan seterusnya.

Kulit Ke	Orbital	Bilangan Kuantum Azimut (l)
1 (K)	1s	0
2 (L)	2s, 2s	0, 1
3 (M)	3s, 3p, 3d	0, 1, 2
4 (N)	4s, 4p, 4d, 4f	0, 1, 2, 3
Dst	Dst	Dst

2.3 Bilangan Kuantum Magnetik (m)

Bilangan kuantum magnetik (m) membagi bilangan kuantum azimut menjadi orbital-orbital. Jumlah bilangan kuantum magnetik (m) untuk setiap bilangan kuantum azimut (l) dimulai dari m = –l sampai m = +l .

Berikut adalah hubungan antara bilangan kuantum utama, bilangan kuantum azimut dan bilangan kuantum magnetik.

Bilangan Kuantum Utama (n)	Bilangan Kuantum Azimut (l)	Bilangan Kuantum Magnetik (m)	Jumlah Orbital
1 (K)	0          1s	0	1
2 (L)	0          2s	0	1
	1          2p	-1 , 0 , +1	3
3 (M)	0          3s	0	1
	1          3p	-1 , 0 , +1	3
	2          3d	-2 , -1 , 0 , +1 , +2	5
4 (N)	0          4s	0	1
	1          4p	-1 , 0 , +1	3
	2          4d	-2 , -1 , 0 , +1 , +2	5
	3          4f	-3,-2,-1,0,+1,+2,+3	7

            Dari tabel di atas dapat disimpulkan bahwa, untuk subkulit s berjumlah orbital 1, subkulit p jumlah orbitalnya 3, subkulit d orbitalny sebanyak 5, dan subkulit f memiliki 7 orbital.

2.4 Bilangan Kuantum Spin (s)

Bilangan kuantum spin (s) menunjukkan arah putaran atau spin atau rotasi sebuah elektron pada sumbunya. Arah rotasi elektron bisa searah jarum jam (clockwise) atau berlawanan arah dengan jarum jam (anticlockwise). Oleh karena itu diberi nilai ±  . Arah rotasi yang searah jarum jam diberi notasi + atau simbol . Sedangkan yang berlawanan arah dengan jarum jam diberi notasi – atau . Bilangan kuantum spin merupakan dasar pengisian elektron dalam orbital.

Elektron-elektron yang ada dalam atom tidak mungkin berada dalam keadaan yang sama persis antara satu atom dengan atom lain. Keberadaan elektron dalam atom bersifat khas. Prinsip ini dikemukakan oleh Wolfgang Pauli, 1925 (dikenal Pauli). Pauli mengusulkan postulat bahwa sebuah elektron dapat berada dalam dua kemungkinan keadaan yang ditandai dengan bilangan kuantum spin + ½ atau – ½, atau dengan kata lain setiap orbital hanya dapat ditempati oleh maksimal dua elektron dengan spin yang berbeda.

3. Bentuk dan Orientasi Orbital

3.1 Orbital s

Orbital yang paling sederhana untuk dipaparkan adalah orbital s. Bentuk orbital s memiliki satu orbital dengan bentuk seperti bola, sehingga tidak tergantung pada sudut manapun. Orbital s hanya terdapat 1 nilai m, sehingga hanya terdapat 1 orientasi, yaitu sama ke segala arah.

3.2 Orbital p

Orbital p berbentuk cuping-dumbbell (bagai balon terpilin). Subkulit p memiliki tiga orbital. Pada subkulit ini terdapat 3 nilai m (–1, 0, +1) sehingga terdapat 3 orientasi yang satu dan lainnya membentuk sudut 90^o.

3.3 Orbital d

Orbital d memiliki 5 orbital dengan bentuk yang kompleks dan orientasi yang berbeda. Empat orbital pertama memiliki bentuk yang sama, sedangkan satu orbital memiliki bentuk yang berbeda. Kelima orbital itu adalah dxy, dxz, dyz, x2y2 d , dan 2 z d . Untuk lebih jelas, perhatikan gambaran orbital subkulit d di bawah ini :

3.4 Orbital f

Orbital f (mempunyai 7 orbital) dan dikelompokan menjadi tiga kelompok, yaitu

1. kelompok pertama : f_xyz

2. kelompok kedua  : f_x(z2 _{- y}2₎ , f_y(z2 _{- x}2₎ , f_z(x2 _{- y}2₎

3. kelompok ketiga : f_x3 , f_y3 , f_z3

4. Konfigurasi Elektron

Suatu cara penulisan yang menunjukkan distribusi elektron dalam orbital-orbital pada kulit utama dan subkulit disebut konfigurasi elektron. Pada penulisan konfigurasi elektron perlu dipertimbangkan tiga aturan (asas), yaitu prinsip Aufbau, asas larangan Pauli, dan kaidah Hund.

4.1 Prinsip Aufbau

Elektron-elektron dalam suatu atom berusaha untuk menempati subkulit-subkulit yang berenergi rendah, kemudian baru ke tingkat energi yang lebih tinggi. Dengan demikian, atom berada pada tingkat energi minimum. Inilah yang

disebut prinsip Aufbau.

Jadi, pengisian orbital dimulai dari orbital 1s, 2s, 2p, dan seterusnya. Pada

gambar dapat dilihat bahwa subkulit 3d mempunyai energi lebih tinggi daripada subkulit 4s. Oleh karena itu, setelah 3p terisi penuh maka elektron berikutnya akan mengisi subkulit 4s, baru kemudian akan mengisi subkulit 3d.

4.2 Kaidah Hund

Untuk menyatakan distribusi elektron-elektron pada orbital-orbital dalam suatu subkulit, konfigurasi elektron dapat dituliskan dalam bentuk diagram orbital. Suatu orbital dilambangkan dengan strip, sedangkan dua elektron yang menghuni satu orbital dilambangkan dengan dua anak panah yang berlawanan arah. Jika orbital hanya mengandung satu elektron, anak panah dituliskan mengarah ke atas.

Dalam kaidah Hund, dikemukakan oleh Friedrich Hund (1894 – 1968) pada tahun 1930, disebutkan bahwa elektron-elektron dalam orbital-orbital suatu subkulit cenderung untuk tidak berpasangan. Elektron-elektron baru berpasangan apabila pada subkulit itu sudah tidak ada lagi orbital kosong.

                   Orbital kosong (tidak mengandung elektron)

               Orbital setengah penuh (mengandung elektron yang tidak berpasangan)

               Orbital penuh (mengandung elektron berpasangan)

4.3 Larangan Pauli

Pada tahun 1928, Wolfgang Pauli (1900 – 1958) mengemukakan bahwa tidak ada dua elektron dalam satu atom yang boleh mempunyai keempat bilangan kuantum yang sama. Dua elektron yang mempunyai bilangan kuantum utama, azimuth, dan magnetik yang sama dalam satu orbital, harus mempunyai spin yang berbeda. Kedua elektron tersebut berpasangan.  

Setiap orbital mampu menampung maksimum dua elektron. Untuk mengimbangi gaya tolak-menolak di antara elektron-elektron tersebut, dua elektron dalam satu orbital selalu berotasi dalam arah yang berlawanan.

·         Subkulit s (1 orbital) maksimum 2 elektron

·         Subkulit p (3 orbital) maksimum 6 elektron

·         Subkulit d (5 orbital) maksimum 10 elektron

·         Subkulit f (7 orbital) maksimum 14 elektron

4.4 Penyimpangan Konfigurasi Elektron

Berdasarkan eksperimen, terdapat penyimpangan konfigurasi elektron dalam pengisian elektron. Penyimpangan pengisian elektron ditemui pada elektron yang terdapat pada orbital subkulit d dan f.

Penyimpangan pada orbital subkulit d dikarenakan orbital yang setengah penuh (d⁵) atau penuh (d¹⁰) bersifat lebih stabil dibandingkan dengan orbital yang hampir setengah penuh (d⁴) atau hampir penuh (d⁸ atau d⁹). Dengan demikian, jika elektron terluar berakhir pada d⁴, d⁸ atau d⁹ tersebut, maka satu atau semua elektron pada orbital s (yang berada pada tingkat energi yang lebih rendah dari d) pindah ke orbital subkulit d.

Unsur	Teoritis	Kenyataan Eksperimen
24Cr	[Ar] 4s2 3d4	[Ar] 4s1 3d5
29Cu	[Ar] 4s2  3d9	[Ar] 4s1 3d10

4.5 Penulisan Konfigurasi Elektron Pada Ion

Konfigurasi ion positif dan negatif bergantung pada jumlah elektron yang dimiliki ion tersebut. Atom-atom atau ion-ion yang memiliki jumlah elektron yang sama disebut dengan isoelektronis dan konfigurasi elektronnya sama.

Penulisan konfigurasi elektron berlaku pada atom netral. Penulisan konfigurasi elektron pada ion yang bermuatan pada dasarnya sama dengan penulisan konfigurasi elektron pada atom netral.

Atom bermuatan positif (misalnya x⁺) terbentuk karena atom netral melepaskan elektron pada kulit terluarnya sebanyak x, sedangkan ion negatif (misalnya y^–) terbentuk karena menarik elektron sebanyak y. Sebagai contoh, konfigurasi ion Na⁺ dengan F^-. Ion Na⁺ dapat terbentuk jika atom Na melepaskan satu elektronnya (pada 3s¹), sedangkan ion F^- dapat terbentuk jika atom F menerima satu elektron. Konfigurasi kedua ion itulah yang disebut dengan isoelektronis.

Penulisan konfigurasi elektronnya hanya menambah atau mengurangi elektron yang dilepas atau ditambah sesuai dengan aturan penulisan konfigurasi elektron. Ini berlaku untuk semua unsur yang membentuk ion, termasuk unsur transisi.

5. Lambang Unsur

5.1 Nomor Atom

Nomor atom menunjukkan jumlah muatan positif dalam inti atom (jumlah proton). Menurut Henry Moseley (1887–1915) jumlah muatan positif setiap unsur bersifat karakteristik, jadi unsur yang berbeda akan mempunyai nomor atom yang berbeda. Untuk jumlah muatan positif (nomor atom) diberi lambang Z.

Jika atom bersifat netral, maka jumlah muatan positif (proton) dalam atom harus sama dengan jumlah muatan negatif (elektron). Jadi, nomor atom = jumlah proton = jumlah elektron.

Z = np = ne

n = jumlah

5.2 Nomor Massa

Berdasarkan percobaan tetes minyak Millikan ditemukan bahwa massa elektron = 9,109 x 10^–28 gram. Jika 1 satuan massa atom atau satu sma = massa 1 atom hidrogen = 1,6603 x 10^–24 gram, maka:

massa 1 elektron          = (9,109 x 10^–28 ) / (1,6603 x 10^–24) sma

                                    = 5,49 x 10^–4 sma

massa 1 elektron             =  sma

            Berikut adalah tabel mengenai muatan dan massa partikel proton, neutron, dan elektron.

Partikel	Lambang	Massa (g)	Perbandingan dengan massa proton	Muatan
				Satuan	Coloumb
proton	p	1,673x10–24	1	+1	1,6x10–19
neutron	n	1,675x10–24	1	0	0
elektron	e	9,109x10–28		-1	1,6x10–19

Atom terdiri atas proton, neutron, dan elektron. Jadi, Massa atom = (massa p + massa n) + massa e. Massa elektron jauh lebih kecil dari pada massa proton dan massa neutron, maka massa elektron dapat diabaikan. Dengan demikian:

Massa atom = massa p + massa n

Massa atom dinyatakan sebagai nomor massa dan diberi lambang A. Jadi:

Nomor massa = jumlah proton + jumlah neutron

Untuk mendapatkan jumlah n dalam inti atom dengan cara:

n = A – Z

Jika X adalah lambang unsur, Z (nomor atom), dan A (nomor massa), maka unsur X dapat dinotasikan:

Notasi	Unsur	Z	A	p	e	n
	Hidrogen	1	1	1	1	1-1=0
	Lithium	3	7	3	3	7-3=4

6. Isotop, Isobar, dan Isoton Suatu Unsur

Setelah penulisan lambang atom unsur dan penemuan partikel penyusun atom, ternyata ditemukan adanya unsur-unsur yang memiliki jumlah proton yang sama tetapi memiliki massa atom yang berbeda. Ada pula unsur-unsur yang memiliki massa atom yang sama tetapi nomor atom berbeda. Oleh karena itu, dikenal istilah isotop, isoton, dan isobar.

6.1 Isotop

Isotop adalah atom yang mempunyai nomor atom sama tetapi memiliki nomor massa berbeda. Misalnya,  dan  . Setiap isotop satu unsur memiliki sifat kimia yang sama karena jumlah elektron valensinya sama.

Isotop-isotop unsur ini dapat digunakan untuk menentukan massa atom relatif (Ar) atom tersebut berdasarkan kelimpahan isotop dan massa atom semua isotop. Berikut adalah contoh-contoh penggunaan isotop.

Radioisotop	Kegunaan
O-18	Mengetahui mekanisme reaksi esterifikasi
Na-24	Mempelajari peredaran darah manusia dan mendeteksi kebocoran pipa dalam tanah
I-131	Mempelajari kelainan pada kelenjar tiroid
Fe-59	Mengukur laju pembentukan sel darah merah dalam tubuh
Co-60	Pengobatan kanker
P-32	Mempelajari pemakaian pupuk pada tanaman
C-14	Menentukan umur fosil dan mengetahui kecepatan terjadinya senyawa pada fotosintesis

6.2 Isobar

Isobar adalah unsur-unsur yang memiliki nomor atom berbeda tetapi nomor massa sama. Sehingga antara  dan  adalah isobar.

6.3 Isoton

Atom-atom unsur berbeda (nomor atom berbeda) yang mempunyai jumlah neutron sama disebut isoton. Contohnya  dan  yang sama-sama berneutron 7.

BAB III

PENUTUP

A. Kesimpulan

            Dari subbab pembahasan di atas,  maka penulis dapat menyimpulkan bahwa atom telah banyak menghasilkan berbagai perspektif definisinya dari beberapa ilmuwan dan telah banyak mengalami perkembangan dari masa ke masa karena adanya penelitian yang lebih lanjut, mulai dari tahun 1803 oleh John Dalton, 1897 oleh Joseph John Thomson, 1911 oleh Ernest Rutherford, 1900 oleh Max Planck, 1913 oleh Niels Bohr, 1924 oleh Louis de Broglie, dan 1927 oleh Werner Heisenberg. Selain itu, atom tersusun atas proton, elektron dan neutron serta memiliki nomor atom dan nomor massa atom. Unsur atom juga memiliki harga bilangan kuantum yang terdiri atas bilangan kuantum utama, bilangan kuantum azimuth, bilangan kuantum magnetik dan bilangan kuantum spin. Elektron pada atom memiliki konfigurasi dan cara penulisan konfigurasi elektron tersebut harus sesuai dengan Prinsip Aufbau, Kaidah Hund dan Larangan Pauli.

B. Saran

            Adapun saran yang dapat penulis berikan dalam penulisan karya ilmiah ini yaitu :

1.      Sebaiknya pihak perpustakaan universitas lebih banyak menyediakan literatur mengenai struktur atom, baik dalam Bahasa Indonesia maupun dalam Bahasa Inggris.

2.      Sebaiknya pihak universitas membatasi mahasiswa dalam pengambilan materi penulisan karya ilmiah melalui internet agar mahasiswa lebih termotivasi dalam menemukan bahan atau materi lewat beberapa buku di perpustakaan dan agar mahasiswa lebih termotivasi untuk membaca buku.

3.      Sebaiknya mahasiswa lebih mendalami pemahaman materi struktur atom  karena materi ini merupakan materi dari salah satu mata kuliah umum yang perlu diluluskan untuk pengambilan SKS berikutnya.

DAFTAR PUSTAKA

Harnanto, Ari dan Ruminten. 2009. Kimia untuk SMA/MA kelas X. Jakarta: Pusat

Perbukuan Departemen Pendidikan Nasional.

Lehmann, Walter J. 1972. Atomic and Molecular Structure. Canada: John Wiley

and Sons, Inc.

Partana, Crys Fajar dan Antuni Wiyars. 2009. Mari Belajar Kimia Jilid 2 untuk

SMA-MA Kelas XI IPA. Jakarta: Pusat Perbukuan Departemen Pendidikan Nasional.

Rahardjo, Sentot Budi. 2008. Kimia Berbasis Eksperimen 2 untuk kelas XI SMA

 dan MA. Jawa Tengah: PT Tiga Serangkai Pustaka Mandiri.

Syarifuddin dan Nuraeni. 2004. Ikatan Kimia. _____ : Gajah Mada Press.

Utami, Budi, Agung Nugroho Catur Saputro, Lina Mahardiani, Sri Yamtinah dan

Bakti Mulyani. 2009. Kimia untuk SMA dan MA Kelas XI Program Ilmu Alam. Jakarta: Pusat Perbukuan Departemen Pendidikan Nasional.