Struktur Atom - Kimia AnorganikREZZA ARMANDA G.P

BAB I

PENDAHULUAN

1.1 Latar Belakang

Untuk beberapa alasan kita perlu mengetahui lebih mendalam mengenai atom dan stuktur atom. Atom adalah suatu satuan dasar materi, yang terdiri atas beberapa struktur. Istilah struktur atom biasanya mencakup bukan hanya distribusi elektron yang mungkin di sekeliling inti, tetapi juga energi elektron dan sifat kemagnetannya, entalpi pengionan, dan sejenisnya, yang bergantung kepada pendistribusiannya.

Dalam makalah ini, kita akan membahas tentang stuktur atom mulai dari model atom Bohr, mekanika gelombang sampai dengan bilangan kuantum. Sebelum sampai pada model atom tersebut, kita telah ketahui bahwa sudah banyak teori model atom yang disampaikan oleh para ilmuan. Mulai dari teori atom Dalton yang menyatakan bahwa atom berbentuk bola pejal yang bermuatan positif. Pada tahun 1897, J.J Thomson menyatakan atom merupakan suatu bola bermuatan positif dan di dalamnya tersebar elektron-elektron seperti roti kismis. Model Atom Rutherford, atom terdiri dari inti atom yang sangat kecil dengan muatan positif yang massanya merupakan massa atom tersebut. Sehingga pada tahun 1913 Neils Bohr mengemukakan pendapatnya yang merupakan penyempurnaan dari model atom Rutherford. Namun seiring berjalannya waktu, teori atom Bohr pun tumbang karena ada beberapa kelemahan yang ditemukan, dan sekarang kita memakai teori mekanika kuantum.

Oleh karena itu, dalam makalah ini kami mencoba menguraikan beberapa teori tentang atom, mulai dari teori atom Bohr, mekanika gelombang sampai dengan bilangan kuantum , dan struktur atom.

1.2 Rumusan Masalah

Rumusan masalah yang menjadi bahasan yang diuraikan dalam makalah ini adalah :

1. Struktur Atom

2. Spektrum Atom dan Teori Bohr

3. Teori Atom Mekanika Gelombang

4. Konfigurasi Elektron

5. Sifat Magnetik dari Atom dan Elektron

6. Keelektronnegatifan

1.3 Tujuan

Adapun tujuan utama dalam pembuatan makalah ini adalah untuk memberikan pengetahuan yang lebih rinci mengenai struktur atom yang belum diketahui sebelumnya. Sehingga makalah ini dapat menjadi salah satu sumber referensi bagi para pembaca. Selain itu, pembuatan makalah ini bertujuan untuk memenuhi tugas terstruktur dari mata kuliah kimia anorganik.

Dengan membaca makalah ini, kami berharap banyak manfaat yang anda peroleh yang tidak hanya sebatas pengetahuan tentang atom, tetapi juga dapat meningkatkan dasar keimanan kepada Allah SWT yang telah menciptakan suatu partikel yang sangat kecil tetapi memberikan manfaat yang sangat besar kepada hambaNya.

BAB II

PEMBAHASAN

A. Spektrum Atom

Kelemahan dari teori atom Rutherford tidak dapat menjelaskan kestabilan elektron mengelilingi inti dipecahkan dalam teori Bohr.Teori ini mengacu pada spektrum atom hidrogen yang mempunyai garis-garis tertentu. Tiap garis mempunyai hubungan dengan tingkat energi elektron dalam atom.

Spektrum merupakan hasil yang diperoleh bila suatu berkas energi radiasi dibagi-bagi kedalam panjang-panjang gelombang komponennya. Jika radiasi yang terbagi-bagi itu berasal dari atom yang tereksitasi maka spektrum itu disebut spektrum atom. Berdasarkan bentuknya spektrum dibagi 2, yaitu : spektrum kontinou dan spektrum diskontinou. Spektrum kontinou adalah spektrum sinar yang mengandung semua jenis gelombang yang ada didaerah tertentu, sehingga terlihat seperti sambung-menyambung dan tidak ada bagian yang kosong, contohnya Pelangi. Spektrum diskontinou adalah spektrum yang hanya mengandung gelombang tertentu, sehingga terdapat daerah kosong. Spektrum jenis ini terbagi dua, yakni: spectrum emisi dan spectrum absorpsi. Spektrum emisi di peroleh dengan cara pemanasan atau eksitasi secara listrik. Atom dalam keadaan eksitasi memancarkan cahaya dengan panjang gelombang tertentu atau menghasilkan spektrum garis. Spektrum absorbsi diperoleh bila berkas cahaya putih dilewatkan melalui uap atom. Dari berkas sinar yang diteruskan menunjukkan ada panjang gelombang tertentu diserap ketika elektron dieksitasikan ke tingkat energi lebih tinggi. Spektrum absorbsi tampak sebagai garis-garis hitam dibalik warna spektrum sinar tampak.

spektrum kontinu

spektrum gas hidrogen

(http://coretansowel.blogspot.com/2013/02/makalah-struktur-atom-kimia-anorganik.html)

Dari sekian banyak atom, yang paling banyak ditelaah selama abad sembilan belas adalah unsur hidrogen. Spektrum tampak dari unsur hidrogen relatif sederhana, terdiri dari sebuah garis merah, sebuah garis hijau, dan sejumlah garis-garis biru dan lembayung yang nampak semakin mengumpul pada batas lembayung. Empat garis yang pertama diteliti oleh Ångstrom.

Pada tahun 1885, seorang ahli fisika swiss bernama Johann Balmer, menggunakan keempat nilai panjang gelombang tersebut melalui cara coba-coba berhasil menurunkan rumus sebagai berikut:

dimana n = 3,4,5,...

Rumus yang paling umum untuk persamaan Balmer adalah sebagai berikut

v =

R adalah konstanta numerikyang dikenal dengan konstanta Rydberg, besarnya 10.967.800 m^-1; c adalah keepatan cahaya 2,997925 x 108 m det^-1(petrucci : 1985).

Ditemukan deret lain di daerah ultraviolet dan inframerah. Deret ini diberi nama sesuai dengan penemunya.

Deret ultraviolet (Lymen) : n=2, 3, 4, 5, . . .

Deret inframerah (Paschen) : n = 4, 5, 6, 7,. . .

Rumus- rumus tersebut dikembangkan oleh Rydberg, mengandung tetapan empirik, R yang sama dengan 109.678 cm^-1. Jelaslah bahwa garis-garis itu merupakan kasus khusus dengan rumus umum:

; m=1,2,3,4,. . . ; n= (m+1), (m+2), (m+3), . . . (cotton :2009)

Teori Kuantum

Teori ini diajukan pleh Max Planck pada tahun 1990, untuk menjelaskan suatu gejala yang dikenal dengan radiasi benda hitam, yaitu pancaran radiasi elektromagnetik dari benda-benda yang dipanaskan. Hipotesis Planck mengenai energi mengatakan bahwa energi tak bersifat tak kontinu (discontinue) seperti hal nya benda-benda lain, dan terdiri dari banyak satuan terpisah yang sangat kecil yang dinamakan kuantum. Energi yang dikaitkan dengan kuantum dari radiasi elektromagetik sebanding dengan frekuensi radiasi dan dinyatakan dengan E = hv , konstanta h dinamakan konstanta Planck yang besarnya adalah 6,626 x 10^-34 J det.

Pada tahun 1905 Einstein mengajukan bahwa radiasi elektromagnetik mempunyai sifat seperti partikel dan bahwa “partikel” cahaya yang dinamkan foton, mempunyai energi yang khas sesuai dengan persamaan Planck, E = hv untuk menerangkan efek fotolistik.

B. Model Atom Bohr

Pada tahun 1913, pakar fisika Denmark bernama Neils Bohr memperbaiki kegagalan atom Rutherford melalui percobaannya tentang spektrum atom hidrogen. Percobaannya ini berhasil memberikan gambaran keadaan elektron dalam menempati daerah disekitar inti atom. Penjelasan Bohr tentang atom hidrogen melibatkan gabungan antara teori klasik dari Rutherford dan teori kuantum dari Planck, diungkapkan dengan empat postulat, sebagai berikut:

1. Hanya ada seperangkat orbit tertentu yang diperbolehkan bagi satu elektron dalam atom hidrogen. Orbit ini dikenal sebagai keadaan gerak stasioner (menetap) elektron dan merupakan lintasan melingkar disekeliling inti.

2. Selama elektron berada dalam lintasan stasioner, energi elektron tetap sehingga tidak ada energi dalam bentuk radiasi yang dipancarkan maupun diserap.

3. Elektron hanya dapat berpindah dari satu lintasan stasioner ke lintasan stasioner lain. Pada peralihan ini, sejumlah energi tertentu terlibat, besarnya sesuai dengan persamaan planck, ΔE = hv.

4. Lintasan stasioner yang dibolehkan memilki besaran dengan sifat-sifat tertentu, terutama sifat yang disebut momentum sudut. Besarnya momentum sudut merupakan kelipatan dari h/2∏ atau nh/2∏, dengan n adalah bilangan bulat dan h tetapan planck.

Menurut model atom bohr, elektron-elektron mengelilingi inti pada lintasan-lintasan tertentu yang disebut kulit elektron atau tingkat energi. Tingkat energi paling rendah adalah kulit elektron yang terletak paling dalam, semakin keluar semakin besar nomor kulitnya dan semakin tinggi tingkat energinya.

(http://kimia.upi.edu/utama/bahanajar/kuliah_web/2007/Vika%20Susanti/bohr.html)

Ia juga mengajukan suatu persyaratan. Pada setiap orbit momentum sudut dari elektron,mv, harus terkuanta, yaitu harus mempunyai nilai yang diberikan oleh rumus : mvr = dimana n = 1, 2, 3, 4, . . .

Dalam hal ini m,v, r dan h adalah massa dan laju elektron, jari-jari orbit, dan tetapan Planck, n disebut bilangan kuantum orbit, dan harus berupa bilangan bulat. Kedua syarat ini – orbit stabil dan kondisi terkuanta – benar-benar bertentangan dengan dan samasekali barada di luar teori fisika yang diterima saat itu. Namun dengan asumsi ini, dan menerapkan seluruh sisa konsep fisika yang lain sepenuhnya secara tradisional, telah ditentukan bahwa bagi setiap orbit, energi dan jari-jari deberikan oleh rumus

Himpunan tetapan pada rumus E sama dengan nilai tetapan Rydberg. Secara singkat, Bohr mendapatkan

Model Bohr yang dikembangkan oleh Sommerfeld, menunjukkan bahwa garis-garis halus pada spektrum atom hidrogen yang tampak bila ada medan magnet, juga dapat diterangkan apabila digunakan baik orbit-orbit ellips maupun orbit-orbit lingkaran (cotton:2009)

Keberhasilan teori Bohr terletak dalam kemampuannya untuk meramalkan garis-garis dalam spektrum atom hidrogen. Tetapi salah satu penemuan pada waktu itu adalah juga sekumpulan gari-garis halus, terutama jika atom-atom yang dieksitasikan diletakkan dalam medan magnet. Yaitu, beberapa garis utama yang ditemukan saling berdekatan. Stuktur yang halus dalam pektum hidrogen ini dijelaskan melalui modifikasi teori Bohr. Tetapi, teori ini tak pernah berhasil memerikan spektrum atom selain hidrogen, dan tidak mampu pula menerangkan kemampuan atom membentuk molekul melalui ikatan kimia.

Dualisme Gelombang – Partikel

Pada tahun 1905, einstein membuat kejelasan mengenai sifat cahaya

C. Model Atom Mekanika Gelombang

Pada tahun 1924, Louis de Broglie ahli fisika Prancis pemenang hadiah Nobel tahun 1929, menyimpulkan bahwa elektron dalam atom dapat dipandang sebagai partikel dan gelombang. Sebagai akibat dualistis sifat elektron, Heisenberg pemenang hadiah nobel untuk bidang fisika tahun 1926 mengemukakan azas ketidakpastian, yakni tidak mungkin mengetahui secara bersamaan kedudukan dan kecepatan gerak elektron.

Dengan alasan ini lintasan elektron yang digambarkan Bohr tidak mungkin ada. Yang dapat dikatakan adalah elektron dalam atom mempunyai kebolehjadian ditemukan dalam ruang-ruang tertentu dalam atom yang disebut orbital. Gagasan bahwa elektron berada dalam orbital-orbital di seputar inti atom merupakan model atom yang mutakhir.

Hasil analisis Heisenberg, yaitu selalu terdapat ketidakpastian dalam menentukan kedudukan elektron yang dirumuskan sebagai hasil kali ketidakpastian kedudukan x dengan momentum p. Satu hal yang perlu diingat adalah hasil kali keduanya harus sama atau lebih besar dari tetapan Planck. Persamaan ini dikenal sebagai prinsip ketidakpastian Heisenberg yang dirumuskan sebagai berikut:

Keterangan:

Δx = ketidakpastian kedudukan

Δp = ketidakpastian momentum

h = tetapan Planck

Pada tahun 1926, Erwin Schrodinger seorang ahli fisika Austria pemenang hadiah nobel untuk bidang fisika tahun 1933, berhasil merumuskan persamaan gelombang untuk menggambarkan gerakan elektron dalam atom. Energi dan bangun ruang orbital-orbital sebagaimana yang telah kita pelajari, diturunkan berdasarkan perhitungan dengan menggunakan persamaan gelombang Schrodinger.

Berdasarkan teori yang disampaikan oleh Schrodinger, diketahui bahwa elektron menempati lintasan yang tidak pasti sehingga electron berada pada berbagai jarak dari inti atom dan berbagai arah dalam ruang. Jadi, daerah pada inti atom dengan kemungkinan terbesar ditemukannya elektron dikenal sebagai orbital.

1. Teori Atom Mekanika Kuantum

Model atom mekanika kuantum dikembangkan oleh Erwin Schrodinger (1926).Sebelum Erwin Schrodinger, seorang ahli dari Jerman Werner Heisenberg mengembangkan teori mekanika kuantum yang dikenal dengan prinsip ketidakpastian yaitu “Tidak mungkin dapat ditentukan kedudukan dan momentum suatu benda secara seksama pada saat bersamaan, yang dapat ditentukan adalah kebolehjadian menemukan elektron pada jarak tertentu dari inti atom”..
Daerah ruang di sekitar inti dengan kebolehjadian untuk mendapatkan elektron disebut orbital. Bentuk dan tingkat energi orbital dirumuskan oleh Erwin Schrodinger.
Persamaan Schrodinger

x,y dan z = Posisi dalam tiga dimensi
Y = Fungsi gelombang
m = massa
ђ = h/2p dimana h = konstanta plank dan p = 3,14
E = Energi total
V = Energi potensial

Model atom dengan orbital lintasan elektron ini disebut model atom modern atau model atom mekanika kuantum yang berlaku sampai saat ini, seperti terlihat pada gambar berikut ini.
Awan elektron disekitar inti menunjukan tempat kebolehjadian elektron. Orbital menggambarkan tingkat energi elektron. Orbital-orbital dengan tingkat energi yang sama atau hampir sama akan membentuk sub kulit. Beberapa sub kulit bergabung membentuk kulit.

Dengan demikian kulit terdiri dari beberapa sub kulit dan subkulit terdiri dari beberapa orbital. Walaupun posisi kulitnya sama tetapi posisi orbitalnya belum tentu sama.

2. Bilangan Kuantum

Dalam mekanika kuantum, tiga bilangan kuantum (quantum number) diperlukan untuk menggambarkan distribusi electron dalam atom hydrogen dan atom-atom lain. Bilangan-bilangan ini diturunkan dari solusi matematis persamaan Schrӧdinger untuk atom hidrogen. Bilangan-bilangan kuantum ini disebut bilangan kuantum utama, bilangan kuantum momentum sudut, dan bilangan magnetik. Bilangan-bilangan ini akan digunakan untuk menggambarkan orbital-orbital atom dan menandai electron-elektron di dalamnya. Bilangan kuantum keempat-bilangan kuantum spin- menggambarkan perilaku elektron tertentu dan melengkapi gambaran tentang elektron dalam atom.

3. Macam-Macam Bilangan Kuantum

Bilangan kuantum utama

Bilangan kuantum utama (primer) digunakan untuk menyatakan tingkat energi utama yang dimiliki oleh elektron dalam sebuah atom. Bilangan kuantum utama tidak pernah bernilai nol. Semakin tinggi nilai n semakin tinggi pula energi elektron.

Untuk sebuah atom, nilai bilangan kuantum utama berkisar dari 1 ke tingkat energi yang mengandung elektron terluar. Bilangan kuantum utama mempunyai nilai sebagai bilangan bulat positif 1, 2, 3, dst. Nilai-nilai tersebut melambangkan K, L, M, dst.

Kulit	K	L	M	N	O
Nilai n	1	2	3	4	5

Bilangan kuantum azimut

Bilangan kuantum azimut sering disebut dengan bilangan kuantum angular (sudut). Energi sebuah elektron berhubungan dengan gerakan orbital yang digambarkan dengan momentum sudut. Momentum sudut tersebut dikarakterisasi menggunakan bilangan kuantum azimut. Bilangan kuantum azimut menyatakan bentuk suatu orbital dengan simbol ℓ.

Bilangan kuantum azimut juga berhubungan dengan jumlah subkulit. Nilai ini menggambarkan subkulit yang dimana elektron berada. Untuk subkulit s, p, d, f, bilangan kuantum azimut berturut-turut adalah 0, 1, 2, 3.

Bilangan kuantum magnetik

Bilangan kuantum magnetik menyatakan tingkah laku elektron dalam medan magnet. Tidak adanya medan magnet luar membuat elektron atau orbital mempunyai nilai n dan ℓ yang sama tetapi berbeda m. Namun dengan adanya medan magnet, nilai tersebut dapat sedikit berubah. Hal tersebut dikarenakan timbulnya interaksi antara medan magnet sendiri dengan medan magnet luar.

Bilangan kuantum magnetik ada karena momentum sudut elektron, gerakannya berhubungan dengan aliran arus listrik. Karena interaksi ini, elektron menyesuaikan diri di wilayah tertentu di sekitar inti. Daerah khusus ini dikenal sebagai orbital. Orientasi elektron di sekitar inti dapat ditentukan dengan menggunakan bilangan kuantum magnetik m.

Bilangan kuantum spin

Bilangan kuantum spin menyatakan momentum sudut suatu partikel. Spin mempunyai simbol s atau sering ditulis dengan m_s (bilangan kuantum spin magnetik). Suatu elektron dapat mempunyai bilangan kuantum spin s = +½ atau –½.

Nilai positif atau negatif dari spin menyatakan spin atau rotasi partikel pada sumbu. Sebagai contoh, untuk nilai s = +½ berarti berlawanan arah jarum jam (ke atas), sedangkan s = -½ berarti searah jarum jam (ke bawah). Diambil nilai setengah karena hanya ada dua peluang orientasi, yaitu atas dan bawah. Dengan demikian, peluang untuk mengarah ke atas adalah 50% dan peluang untuk mengarah ke bawah adalah 50% .

4. Orbital Atom

Elektron hidrogen – orbital 1s

Bayangkan kita memiliki satu atom hidrogen dan menentukan posisi elektronnya pada suatu waktu tertentu. Segera sesudahnya, kita kembali menentukan posisi elektron ini, dan kita mendapati elektron itu sudah ada di posisi yang berbeda. Kita tidak mengerti bagaimana elektron ini berpindah dari posisi yang pertama ke posisi yang kedua.

Dalam kasus elektron hidrogen, elektron dapat ditemukan di manapun di sekeliling nukleus. Diagram menunjukkan kemungkinan dari posisi elektron yang membentuk ruang wilayah yang mengelilingi nukleus.

Pada 95% dari hasil pengamatan, elektron dapat ditemukan dalam suatu ruang wilayah yang relatif dekat dengan nukleus. Wilayah dari ruang tersebut kita sebut dengan orbital.
Kita dapat beranggapan bahwa orbital merupakan suatu ruang wilayah di mana elektron itu bergerak di dalamnya.

Tiap orbital memilki nama :

Orbital yang dihuni oleh elektron hidrogen disebut dengan orbital 1s. Angka “1” menunjukkan bahwa orbital tersebut memiliki tingkat energi yang terdekat dengan nukleus. Huruf “s” menunjukkan bentuk dari orbital tersebut. Orbital s berbentuk bulat simetris yang mengelilingi nukleus.

Orbital di sebelah kiri merupakan orbital 2s. Bentuknya sama dengan orbital 1s kecuali ruang wilayahnya yang lebih jauh dari nukleus – di mana letaknya pada tingkat energi kedua.

Elektron-elektron 2s ( dan juga 3s, 4s ) berada dalam posisi dekat dengan nukleus daripada yang mungkin kita bayangkan. Efek dari ini adalah pengurangan energi dari elektron dalam orbital s. Semakin dekat elektron dengan nukleus, semakin rendah energinya.

orbital p

Tidak semua elektron memiliki sifat seperti orbital s. Pada tingkat energi pertama, orbital hanya terdiri dari orbital 1s, tetapi ketika kita memasuki tingkat energi kedua, selain daripada orbital 2s, kita akan menemukan orbital 2p. Orbital p berbentuk seperti 2 buah balon yang identik yang diikat di tengahnya. Gambar di sebelah kiri menunjukkan adanya titik yang membagi ruang wilayah. Perlu diingat, orbital menunjukkan 95% kemungkinan elektron itu berada.

Tidak seperti orbital s, orbital p memiliki arah tertentu – pertama yang mengarah ke atas dan yang mengarah ke bawah.

Pada tiap tingkat energi ada kemungkinan terdapat 3 orbital p yang arahnya saling tegak lurus satu sama lain. Arah dari tiap orbital p ini diberi simbol p_x, p_y dan p_z. x, y dan z merupakan koordinat dari orbital-orbital tersebut.

Orbital p pada tingkat energi kedua disebut dengan 2p_x, 2p_y dan 2p_z. Begitu juga pada orbital lainnya 3p_x, 3p_y dan 3p_z, maupun 4p_x, 4p_y dan 4p_z dan seterusnya.

Seluruh tingkat energi selain dari tingkat energi pertama memiliki orbital p. Pada energi level yang lebih tinggi bentuk dari balon akan semakin lonjong, yang berarti kemungkinan elektron berada akan semakin jauh dari nukleus.

orbital d dan f

Selain daripada orbital s dan p, terdapat dua bentuk orbital lainnya di mana elektron berada pada tingkat energi yang lebih tinggi. Pada tingkat energi ketiga, kita akan menemukan 5 bentuk dari orbital d ( dengan bentuk dan penamaan yang lebih rumit ), dan tentunya juga orbital 3s dan orbital 3p (3p_x, 3p_y dan 3p_z). Pada tingkat energi ketiga kita akan menemukan total 9 orbital.

Pada tingkat energi keempat, selain daripada orbital 4s , 4p dan 4d , kita juga akan menemukan tambahan 7 buah orbital f – dengan total 16 orbital. Orbital s, p, d dan f memiliki tingkat energi

http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/struktur_atom_dan_ikatan/sifat_dasar_atom/orbital_atom/

D. SPIN ELEKTRON, PRINSIP EKSKLUSI, KONFIGURASI ELEKTRON

1. Spin Elektron

Orbital elektron dan tingkat energi dari sistem elektron banyak diklasifikasikan menjadi 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, dan seterusnya dalam kasus atom-atom hidrogenik. Masalahnya adalah bagaimana elektron-elektron tersebut didistribusikan ke dalam orbital elektron. Apakah seluruh elektron digabungkan ke dalam orbital yang paling stabil yaitu orbital 1s dengan energi terendahnya? Kesimpulan dari teori kuantum adalah bahwa hanya ada dua elektron yang dapat menempati orbital yang sama. Aturan ini berkaitan dengan momentum sudut khusus yang disebut sebagai spin elektron.

Sambil beredar mengelilingi inti, electron juga berputar pada sumbunya. Gerak berputar pada sumbu inti disebut dengan rotasi. Hanya ada dua kemungkinan arah rotasi elektron, yaitu searah jarum jam atau berlawanan arah jarum jam. Kedua arah yang berbeda itu dinyatakan dengan bilangan kuantum spin (s) dengan nilai s = + dan s = - .

Spin electron merupakan hal penting dalam memahami struktur electron dari atom multi electron. Pada tahun 1925 juga, seorang ilmuwan kelahiran Austria, yaitu Wolfgang Pauli menemukan prinsip yang mengatur penataan electron dalam atom multi electron. Penemuan Pauli yang disebut dengan Azas Larangan Pauli. Azas ini menyatakan bahwa, dalam satu atom tidak boleh ada dua electron yang mempunyai keempat bilangan kuantum (n, l, m, dan s) yang sama.

2. Prinsip Eksklusi

Dalam tahun 1925, wolf gang pauli menemukan prinsip pokok yang mengatur konfigurasi elektronik atom yang memiliki lebih dari satu electron. Prinsip eksklusinya (larangannya) menyatakan bahwa tidak terdapat dua electron dalam sebuah atom yang dapat berada dalam keadaan kuantum yang sama. Masing-masing electron dalam sebuah atom harus memiliki sebuah kumpulan bilangan kuantum n, l, ml, m8 yang berbeda.

Pauli menemukan prinsip eksklusi ketika ia mempelajari spectrum atomic. Kita bisa menentukan berbagai keadaan sebuah atom dari spektrumnya, dan bilangan kuantum keadaan ini dapat di cari. Dalam spectrum setiap unsur selain hydrogen, tidak terdapat sejumlah garis. Garis ini bersesuaian dengan transisi dari dan keadaan yang memiliki kombinasi bilangan kuantum tertentu. Jadi, dalam helium tidak teramati dari ke konfigurasi keadaan dasar dengan kedua spin electron berarah sama sehingga menghasilkan spin total 1, walaupun transisi dari dan ke konfigurasi keadaan-dasar dengan spin electron berlawanan sehingga spin totalnya nol, teramati.

Pada keadaan yang absen (tidak ada), bilangan kuantum kedua electron harus sama dengan n = 1, l = 0, m_l = 0, m_s = ½ , sedangakan dalam keadaan yang ada, satu electron memiliki m_s = ½ dan yang lainnya ml = - ½ . pauli menunjukan setiap keadaan atomic yang tak teramati mengandung dua tau lebih electron dengan bilangan kuantum yang identik, dan prinsip eksklusi merupakan pernyataan dari hasil eksperimen tersebut.

Dengan adanya perbatasan jumlah electron dalam satu orbital, maka jumlah maksimum electron pada setiap subkulit sama dengan dua kali jumlah orbitalnya.

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

Oleh karena itu, jumlah orbital pada kulit ke-n = n², maka jumlah maksimum electron pada kulit ke-n = 2n².

Berdasarkan azas Larangan Pauli, maka setiap electron dalam satu atom mempunyai satu set bilangan kuantum (n, l, m, dan s) yang spesifik. Keempat bilangan kuantum tersebut menentukan daerah dalam ruang tempat suatu electron paling mungkin berada.

Bilangan kuantum utama (n) menunjukkan kulit atomnya

Bilangan kuantum azimut (l) menunjukkan subkulitnya

Bilangan kuantum magnetik (m_l) menunjukkan kulit orbitalnya

Bilangan kuantum spin (s menunjukkan spinnya

3. Konfigurasi Elektron

Hubungan antara orbital dengan tabel periodik

Kita akan melihat bagaimana cara menuliskan konfigurasi elektron sampai pada orbital d. Halaman ini akan menjelaskan konfigurasi berdasarkan tabel periodik sederhana di atas ini dan selanjutnya pengaplikasiannya pada konfigurasi atom yang lebih besar.

Periode Pertama

Hidrogen hanya memiliki satu elektron pada orbital 1s, kita dapat menuliskannya dengan 1s¹ dan helium memiliki dua elektron pada orbital 1s sehingga dapat dituliskan dengan 1s²

Periode kedua

Sekarang kita masuk ke level kedua, yaitu periode kedua. Elektron litium memenuhi orbital 2s karena orbital ini memiliki energi yang lebih rendah daripada orbital 2p. Litium memiliki konfigurasi elektron 1s²2s¹. Berilium memiliki elektron kedua pada level yang sama – 1s²2s².

Sekarang kita mulai mengisi level 2p. Pada level ini seluruhnya memiliki energi yang sama, sehingga elektron akan menempati tiap orbital satu persatu.

B 1s²2s²2p_x¹
C 1s²2s²2p_x¹2p_y¹
N 1s²2s²2p_x¹2p_y¹2p_z¹

Elektron selanjutnya akan membentuk sebuah pasangan dengan elektron tunggal yang sebelumnya menempati orbital.

O 1s²2s²2p_x²2p_y¹2p_z¹
F 1s²2s²2p_x²2p_y²2p_z¹
Ne 1s²2s²2p_x²2p_y²2p_z²

Kita dapat melihat di sini bahwa semakin banyak jumlah elektron, semakin merepotkan bagi kita untuk menuliskan struktur elektron secara lengkap. Ada dua cara penulisan untuk mengatasi hal ini dan kita harus terbiasa dengan kedua cara ini.

Cara singkat pertama : Seluruh variasi orbital p dapat dituliskan secara bertumpuk. Sebagai contoh, flor dapat ditulis sebagai 1s²2s²2p⁵, dan neon sebagai 1s²2s²2p⁶.

Penulisan ini biasa dilakukan jika elektron berada dalam kulit dalam. Jika elektron berada dalam keadaan berikatan (di mana elektron berada di luar atom), terkadang ditulis dalam cara singkat, terkadang dengan cara penuh.

Sebagai contoh, walaupun kita belum membahas konfigurasi elektron dari klor, kita dapat menuliskannya sebagai 1s²2s²2p⁶3s²3p_x²3p_y²3p_z¹.

Perhatikan bahwa elektron-elektron pada orbital 2p bertumpuk satu sama lain sementara orbital 3p dituliskan secara penuh. Sesungguhnya elektron-elektron pada orbital 3p terlibat dalam pembentukan ikatan karena berada pada kulit terluar dari atom, sementara elektron-elektron pada 2p terbenam jauh di dalam atom dan hampir bisa dikatakan tidak berperan sama sekali.

Cara singkat kedua : Kita dapat menumpukkan seluruh elektron-elektron terdalam dengan menggunakan, sebagai contoh, simbol [Ne]. Di dalam konteks ini, [Ne] berarti konfigurasi elektron dari atom neon -dengan kata lain 1s²2s²2p_x²2p_y²2p_z².

Berdasarkan cara di atas kita dapat menuliskan konfigurasi elektron klor dengan [Ne]3s²3p_x²3p_y²3p_z¹.

Periode ketiga

Mulai dari neon, seluruh orbital tingkat kedua telah dipenuhi elekton, selanjutnya kita harus memulai dari natrium pada periode ketiga. Cara pengisiannya sama dengan periode-periode sebelumnya, kecuali adalah sekarang semuanya berlangsung pada periode ketiga.

Permulaan periode keempat

Sampai saat ini kita belum mengisi orbital tingkat 3 sampai penuh – tingkat 3d belum kita gunakan. Tetapi kalau kita melihat kembali tingkat energi orbital-orbital, kita dapat melihat bahwa setelah 3p energi orbital terendah adalah 4s – oleh karena itu elektron mengisinya terlebih dahulu.

K	1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ 4s¹
Ca	1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ 4s²

Bukti kuat tentang hal ini ialah bahwa elemen seperti natrium ( 1s²2s²2p⁶3s¹ ) dan kalium ( 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹ ) memiliki sifat kimia yang mirip.

Elektron terluar menentukan sifat dari suatu elemen. Sifat keduanya tidak akan mirip bila konfigurasi elektron terluar dari kalium adalah 3d¹.

E. STRUKTUR ATOM DENGAN BANYAKNYA ELEKTRON

Susunan orbital-orbital dari atom berelektron banyak serupa dengan atom hidrogen. Perbedaan yang utama terletak dalam hal urutan tingkat energi orbital-orbital tersebut. Dalam atom hidrogen, atau spesi yang hanya mempunyai satu elektron, tingkat energi orbital hanya ditentukan oleh bilangan kuantum utama (n)-nya. Jadi semua orbital dari kulit yang sama mempunyai tingkat energi yang sama pula. Sementara itu, dalam atom atau spesi multi elektron, adanya tolak menolak antar elektron membuat pemisahan tingkat energi diantara subkulit dalam satu kulit.

Pertanyaan cara konfigurasi elektron menyusun keadaan dasar atom bagi setiap unsur. Hal ini ditentukan secara sistematik dengan membangun konfigurasi menurut naiknya nomor atom. Pada pengerjaannya prinsip eksklusi perlu diamati (tidak lebih dari dua elektron setiap orbital), dan setiap tambahan elektron harus diperuntukkan bagi orbital energi terendah yang belum terisi. Keadaan dasar hidrogen adalah 1s¹. Bagi helium, elektron lain dapat ditempatkan pada orbital yang sama, memberikan 1s². Kulit utama yang pertama (n=1) sekarang terisi penuh. Unsur berikutnya, lithium, mempunyai elektron ketiga yang diperuntukkan bagi orbital terendah berikutnya, 2s, dan konfigurasinya adalah 1s²2s¹. Sekarang dijumpai pertama-tama suatu fakta penting, yaitu orbital-orbital dalam bilangan kuantum utama sama, tidak memiliki energi sama pada atom berelektron banyak, walaupun memang demikian halnya pada atom hidrogen. Akan dipelajari alasannya secara terinci bagi kasus orbital-orbital 2s dan 2p. Alasan dasar bagi terjadinya pemisahan berbagai jenis orbital dengan n nama (misal 3s dari 3p dan 3d) selalu sama, dan sekali hal tersebut dipahami bagi kasus tertentu, untuk kasus lain pada dasarnya bisa dipahami juga.

Dari gambar diatas dapat dilihat bahwa tingakat energy orbital 2s lebih rendah daripada orbital 2p.

Menurut hund, pada pengisian orbital orbital dengan timgkat energi yang sama, yaitu orbital-orbital dalam satu subkulit, mula-mula elektron akan menempati orbital secara sendiri-sendiri dengan spin yang parallel, baru kemudian berpasangan. Hal ini akan meminimalkan tolak menolak antara elektron tersebut.

F. Elektronegatifitas

Keelektronegatifan merupakan ukuran empiris mengenai kecenderungan atom dalam molekul untuk menarik electron. Elektronegativitas memberikan kemampuan suatu atom dalam bersaing mendapatkan electron, dengan atom lain yang berikatan. Elektronegatifitas berhubungan dengan energy ionisasi dan afinitas electron, karena kedua besaran ini mencerminkan kemampuan atom melepaskan atau memperoleh sebuah electron.

Skala elektronegativitas yang digunakan secara luas didasarkan pada penilaian energy ikatan, yang dikemukakan oleh Pauling. Elektronegativitas Pauling tidak mempunyai satuan, berkisar dari 1 untuk logam yang sangat tidak aktif, sampai 3,98 untuk flour, yaitu bukan logam yang paling aktif. Pauling menyarankan bahwa bila dua atom, A dan B memiliki keelektronegatifan sama, maka kuat ikatan A dan B harus sama dengan rata rata energy ikatan A-A dan B-B, karena electron-elektron dalam ikatan akan sama-sama digunakan dalam iktan kovalen murni dalam ketiga kasus. Kebanyakan ikatan A-B, energinya melampaui rata-rata geometris, karena umumnya dua atom yang berbeda mempunyai keelektronegatifan yang berlainan, dan terdapat sumbangan sifat ion kepada ikatan sebagai tambahan dari sifat kovalen. Ia mengusulkan bahwa kelebihan energy ikatan A-B dapat digunakan sebagai dasar empiris untuk menentukan selisih keelektronegatifan.

G. Sifat Magnetik dari atom dan ion

Setiap atom, ion, atau molekul yang memiliki satu atau lebih elekron tidak berpasangan adalah paramagnetic (setiap materi dimana ia terdapat akan ditarik ke dalam medan magnet). Atom-atom atau ion-ion yang letaknya berdekatan akan melakukan interaksi dan khususnya diamati bentuk kemagnetan yang lebih rumit, yaitu feromagnetik dan antiferomagnetik. Sedangkan diamagnetic merupakan atom-atom yang memiliki electron berpasangan dengan medan magnetic yang menyebabkan atom tersebut ditolak oleh medan magnet.

Elektron yang bergerak, baik berupa gerakan orbital atau karena rotasi (spin), dapat disamakan dengan aliran listrik yang sangat kecil. Pada atom yang orbital electronnya terisi dengan electron yang berpasangan, efek magnetiknya saling meniadakan dan atom tersebut menunjukkan paramagnetisme. Makin banyak electron tak berpasangan dalam atom maka makin kuat gaya tarik medan magnet yang dialaminya

Pengukuran sifat magnetic adalah metode percobaan yang membantu penetapan konfigurasi electron dalam atom dan ion. Misalnya atom besi diduga mempunyai konfigurasi electron.

Jika atom besi kehilangan dua electron 4s-nya membentuk ion Fe²⁺, dapat diduga ion tersebut mengandung empat electron tak berpasangan. Percobaan membuktikan sifat paramagnetisme pada padatan yang mengandung Fe²⁺, ramalan sesuai dengan percobaan, yaitu adanya lima electron tak berpasangan.

Kekuatan pengukuran magnetic berasal dari fakta bahwa besarnya suspectibilitas magnetic, yang merupakan ukuran gaya yang dikeluarkan oleh medan pada satuan massa contoh, dihubungkan dengan banyaknya electron tidak berpasangan yang ada dalam setiap satuan bobot dan karenanya dalam setiap mol.

Paramagnetis suatu zat yang mengandung electron-elektron tidak berpasangan menerima sumbangan dari gerakan orbital electron tidak berpasangan maupun dari spinnya. Namun terdapat kasus penting dimana sumbangan spin begitu menonjol, sehingga harga suspectibilitas yang terukur dapat diartikan sebagai petunjuk berapa banyak electron yang tidak berpasangan. Hubungan ini dinyatakan dengan besaran yang disebut momen magnetic (µ), yang dapat dihitung dari suspectibilitas per mol yang terukur, χ_M.

Pierre Curie menyatakan bahwa sebagian besar zat paramagnetic, suspectibilitas magnetiknya berubah secara terbalik dengan suhu mutlak. Dengan kata lain, χ_M^korx T adalah suatu ketetapan yang disebut tetapan Curie bagi zat. Jika suspectibilitas magnetic disebabkan oleh adanya atom-atom atau ion-ion paramagnetic yang bebas dalam zat, masing-masing dengan momen dipole magnetic, maka berlaku persamaan:

µ = 2,84

Sekarang dapat ditunjukkan dari teori kuantum mengenai atom dan ion bahwa momen magnetic yang semata-mata disebabkan oleh n electron tidak berpasangan pada atom atau ion diberikan oleh :

µ = 2

Keterangan : S = banyaknya spin dari semua electron tidak berpasangan (n x ).

Untuk menerapkan gagasan tersebut, maka diberikan contoh tembaga(II) sulfat, CuSO_4.5H₂O. Dari suspectibilitas magnetic, harga momen magnetiknya adalah 1,95 BM. Harga ini hanya sedikit lebih tinggi daripada harga terhitung bagi satu electron tidak berpasangan, selisih dapat disebabkan oleh sumbangan gerakan orbital dari electron. Jadi sifat magnetic CuSO_4.5H₂O sesuai dengan adanya ion Cu²⁺ yang harus memiliki konfigurasi [Ar] 3d⁹, dengan satu electron tidak berpasangan.