Bab 1 : Struktur Atom

 Struktur Atom

Daftar Isi

1 Partikel penyusun atom

2 Struktur Atom

3 Struktur Ion

4 Isotop

5 Konfigurasi Elektron

5.1 Konfigurasi Elektron dari Atom

5.2 Konfigurasi Elektron dari Ion

5.3 Konfigurasi Electron dari Atom/Ion yang Tereksitasi

6 Formula Ion

6.1 Aturan Oktet

6.2 Inert Pair Effect

7 Energy ionisasi

8 Bentuk Orbital

1. Partikel penyusun atom

• Atom terdiri dari proton, neutron dan electron

• Muatan dan massa relatif dari proton, neutron dan elektron dirangkum dalam tabel berikut

Partikel	Symbol	Muatan listrik relatif	Massa relatif
Proton	p	+1	1
Neutron	n	0	1
elektron	e	-1	0.0005

• Proton bermuatan positif dan akan menyerang elektroda negative, electron bermuatan negative dan akan menyerang elektroda positif. Sedangkan neutron bermuatan netral dan tidak akan dipengaruhi oleh elektroda yang bermuatan. Pembelokan partikel penyusun atom dalam suatu medan magnet ditunjukan pada gambar berikut

2. Struktur Atom

• Proton dan electron terdapat di inti atom sedangkan electron bergerak mengelilingi inti. Jumlah dari proton yang terdapat pada inti atom disebut nomor atom/nomor proton (Z)

• Jumlah dari proton dan neutron dari suatu atom disebut nomor nukleon/nomor massa

• Massa relative dari atom hampir sama dengan nomor nucleon. Sehingga nomor nucleon biasanya digunakan untuk memperkirakan massa relative dalam perhitungan

• Simbol dari atom biasanya dinyatakan sebagai berikut

Sebagai contoh : simbol untuk atom karbon yang paling umum adalah ₁₂C, adapun komposisi dari atom ini adalah

• 6 proton (sama dengan nomor atom)

• 12-6 = 6 neutron ( nomor massa – nomor atom)

• 6 elektron (sama dengan nomor atom)

3. Struktur Ion 

• Dalam atom netral jumlah electron= jumlah proton

• Ion negative memiliki jumlah elektron yang lebih banyak dibandingkan jumlah proton. Ion negative diperoleh dengan menambahkan electron pada atom netral

Contoh : ion oksigen paling umum adalah ₁₆O^2-, komposisi dari ion ini adalah

• 8 proton

• 16-8 = 8 neutron

• Atom O netral memiliki 8 elektron, sehingga ion O2- memiliki 8+2 = 10 elektron

• Ion positive memiliki jumlah elektron yang lebih sedikit dibandingkan jumlah proton. Ion positif diperoleh dengan mengambil electron dari atom netral

Contoh : ion natrium paling umum adalah ₂₃Na⁺, komposisi dari ion ini adalah

• 11 proton

• 23-11 = 12 neutron

• Atom O netral memiliki 8 elektron, sehingga ion Na+ memiliki 11 - 1 = 10 elektron

• Massa dari ion hampir sama dengan massa dari atom netralnya. Karena massa electron yang sangat kecil dibandingkan massa proton atau neutron

4. Isotop

• Isotop dari isotop yang sama dapat ditentukan dari symbol unsure yang mirip atau jumlah proton yang sama.

• Tiga isotop dari atom Hidrogen ditunjukan pada tabel berikut

struktur atom netral
jumlah proton	1	1	1
jumlah neutron	0	1	2
jumlah nukleon	1	2	3
massa isotop relatif	1,007825	2,014102	3,016049
simbol atom	1H	2H	3H

• Isotop dari unsur yang sama dapat ditentukan dari simbol unsur atau jumlah proton yang identik/sama. Sebagai contoh isotop dari atom karbon (₁₂C dan ₁₃C ), Simbol (C) dan jumlah proton (6) yang sama menunjukan bahwa mereka adalah atom dari unsur yang sama dan perbedaan jumlah nukleon (12 dan 14) menunjukan bahwa keduanya adalah isotop 

• Isotop dari atom memiliki kesamaan dalam hal

• Jumlah proton

• Jumlah electron pada atom netralnya

• Konfigurasi elktron

• Sifat kimia

• Isotop memiliki perbedaan dalam hal :

• Jumlah neutron dalam atom

• Jumlah nukelon

• Massa relative dari isotop

• Sifat fisik (titik leleh, massa jenis) walaupun perbedaanya sangat kecil

5. Konfigurasi Elektron

• Electron mengelilingi inti atom sesuai dengan kulitnya masing-masing. Kulit diberi nomor 1,2,3 dan seterusnya. Nomor kulit ini disebut dengan bilangan kuantum utama (kulit pertama dari bilangan kuantum utama adalah 1)

• Masing-masing kulit memiliki sub kulit yang disimbolkan s,p,d atau f.

Jumlah subkulit pada masing-masing kulit sama dengan nomor kulit. Dalam hal ini kulit pertama memiliki 1 sub kulit, kulit ke-2 memiliki 2 subkulit, dan seterusnya

Nomor kulit	Jumlah subkulit pada kulit tersebut	Nomor subkulit
1	1	1s
2	2	2s dan 2p
3	3	3s, 3p, dan 3d

Masing-masing subkulit memiliki sejumlah orbital dimana electron ditempatkan. Jumlah orbital pada masing-masing sub kulit bergantung pada jenis subkulit

Jenis subkulit	Jumlah orbital
s	1
p	3
d	5
f	7

• Masing-masing orbital digambarkan oleh kotak, dalam hal ini orbital 2p digambarkan sebagai berikut :

Electron digambarkan sebagai ↑ dan ↓. Dalam hal ini terdapat 4 elektron pada orbital 2p ini

• Energy realatif dari masing-masing orbital digambarkan sebagai berikut :

Gambar diatas menunjukan bahwa subkulit pada kulit kedua  (2s dan 2p) lebih tinggi energinya dibandingkan subkulit pada kulit pertama (1s). ketiga sub kulit pad kulit ke-3 (3s, 3p, dan 3d) memiliki energy yang lebih tinggi dibandingkan subkulit pada kulit ke dua, akan tetapi subkulit 4s memiliki energi yang lebih rendah dibanding 3d. hal yang sangat penting dalam aturan konfigurasi electron dimana electron akan mengisi subkulit dengan energy lebih rendah (dalam hal ini 4s) sebelum mengisi subkulit lainnya yang berenergi lebih tinggi (dalam hal ini 3d)

1. Konfigurasi Elektron dari Atom

• Penyusunan electron dalam atom disebut dengan istilah konfigurasi electron

• Electron disusun dalam orbital sesuai dengan aturan :

• Masing-masing orbital dapat diisi maksimal oleh 2 elektron

• Electron akan lebih dahulu mengisi orbital kosong dengan energy palng rendah

• Dalam subkulit, electron akan lebih suka mengisi orbital berbeda dengan energy yang sama dibandingkan jika mengisi orbital yang sama

• Electron memiliki spin. Spin electron dinyatakan dengan symbol ↑ dan ↓.

• Electron tunggal akan memiliki spin yang sama

dan bukan

• Dua electron dalam orbital yang sama (dalam satu kotak) memiliki spin yang berlawanan

dan bukan

• Konfigurasi dari atom hydrogen (Z=1) adalah 1s1

• Konfigurasi electron dari helium (Z=2) adalah 1s2

Ingat bahwa Dua electron dalam orbital yang sama (dalam satu kotak) memiliki spin yang berlawanan

• Konfigurasi electron dari Litium (Z=3) adalah 1s2 2s1

Litium memiliki 3 elektron. Dua elektron akan mengisi orbital 1s, karena orbital 1s penuh maka elektron ketiga akan mengisi orbital 2s.

• Konfigurasi electron dari Be (Z=4) adalah 1s2 2s2

• Konfigurasi electron dari Boron (Z=5) adalah 1s2 2s2 2p1

Boron memiliki 5 elektron. Empat elektron pertama akan mengisi orbital 1s dan 2s (sampai orbital 1s dan 2s penuh) kemudain elektron kelima akan mengisi orbital 2p.

• Konfigurasi electron dari karbon adalah 1s2, 2s2, 2p2

Berikut beberapa konfigurasi yang salah dari atom karbon

	Alasan
	elektron menempati orbital yang berbeda pada subkulit 2p
	elektron tunggal pada subkulit yang sama harusnya memiliki spin yang sama
	subkulit 2s belum terisi sempurna, seharusnya elektron mengisi subkulit dengan energi rendah (2s) lebih dahulu setelah itu baru mengisi subkulit yang energinya lebih tinggi (2p)

• Berikut adalah konfigurasi dari 38 unsur pertama dalam tabel periodik (Z =1 sampai Z=38), konfigurasi seperti ini sering disebut sebagai konfigurasi elektron pada keadaan dasar.

No atom	Atom	Konfigurasi Electron
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] 4s2 3d1
22	Ti	[Ar] 4s2 3d2
23	V	[Ar] 4s2 3d3
24	Cr	[Ar] 4s1 3d5
25	Mn	[Ar] 4s2 3d5
26	Fe	[Ar] 4s2 3d6
27	Co	[Ar] 4s2 3d7
28	Ni	[Ar] 4s2 3d8
29	Cu	[Ar] 4s1 3d10
30	Zn	[Ar] 4s2 3d10
31	Ga	[Ar] 4s2 3d10 4p1
32	Ge	[Ar] 4s2 3d10 4p2
33	As	[Ar] 4s2 3d10 4p3
34	Se	[Ar] 4s2 3d10 4p4
35	Br	[Ar] 4s2 3d10 4p5
36	Kr	[Ar] 4s2 3d10 4p6
37	Rb	[Kr] 5s1
38	Sr	[Kr] 5s2

Catatan : simbol [Ar] dalam tabel menyatakan konfigurasi elektron dari Ar. Sehingga konfigurasi lengkap dari atom 21SC adalah

21SC = [Ar] 4s2 3d1 =  1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1

• Diagram dibawah digunakan untuk mengingat urutan pengisian orbital 

• Dua unsure yang memiliki konfigurasi electron yang menyimpang.

• Konfigurasi electron dari Cromium adalah …4s1 3d5 bukan 4s2 3d4. Hal ini karena konfigurasi tersebut lebih stabil dan subkulit 3d kenyataanya memang mengandung electron setengah penuh

• Konfigurasi electron dari Cu adalah 4s1 3d10 dan bukan 4s2 3d9 karena konfigurasi subkulit 3d penuh adalah lebih stabil

2. Konfigurasi Elektron dari Ion

• Aturan yang sama digunakan untuk electron tambahan yang diperoleh ketika membentuk ion negative

Contoh : konfigurasi dari ion F- adalah

atau  1s2 2s2 2p6

• Untuk ion positif, electron yang dilepaskan adalah electron yang berada pada subkulit dengan energy paling tinggi. 

Contoh : Atom oksigen memiliki konfigurasi

8O = 1s2 2s2 2p4   atau

Sehingga ion O+ akan melepaskan elektron pada subkulit 2p lebih dahulu (karena energinya paling tinggi)

8O+ = 1s2 2s2 2p3  atau

• Dalam hal ini ada pengecualian tingkat energy untuk unsur transisi (unsur dengan orbital terakhir ns dan (n-1)d)

Dimana saat orbital masing kosong (tidak terisi elektron) maka energi dari orbital (n-1)d > ns. Akan tetapi jika sudah terisi elektron maka energi orbital (n-1)d < ns. Sehingga untuk unsur transisi, electron yang pertama kali dilepas adalah electron dari ns baru electron dari (n-1)d

Contoh :

Konfigurasi dari 21SC = [Ar] 4s2 3d1

                           21SC+ = [Ar] 4s1 3d1

                                         21SC2+ = [Ar] 4s0 3d1

                                         21SC3+ = [Ar] 4s0 3d0

3. Konfigurasi Electron dari Atom/Ion yang Tereksitasi

• Ketika electron dari atom atau ion berada pada orbital dengan energy paling rendah maka keadaan ini disebut dengan ground state. Semua penjelasan yang elah dijelaskan adalah menjelaskan konfigurasi electron pada keadaan ground state

• Ketika satu atau lebih atom atau ion menyerap energy dan berpindah dari orbital ground state ke orbital yang lebih tinggi maka electron dikatakan mengalami promosi atau eksitasi

Misalnya saja untuk atom Na maka keadaan ground statenya adalah 1s2, 2s2, 2p6, 3s1,4p0  apabila teriksitasi maka dapat memiliki konfigurasi elektron 1s2, 2s2, 2p6, 3s0,4p1

6. Formula Ion

1. Aturan Oktet

• Konfigurasi electron dari gas mulia adalah sangat stabil. Atom dari gas mulia tidak melepas atau menerima electron membentuk ion atau senyawa. Atom dari gas mulia memiliki 8 elektron pada kulit terluarnya (stabilitas oktet)

• Untuk mencapai stabilitas octet, maka atom akan menerima atau melepas electron supaya memiliki konfigurasi electron seperti gas mulia

Sebagai contoh : atom nitrogen dapat menangkap 3 elektron supaya mencapai konfigurasi elektron yang sama dengan Neon 

Contoh lain : Atom calsium akan melepas 2 elektron untuk mencapai konfigurasi elektron yang sama dengan argon

• Aturan octet berhasil dalam memprediksi rumus dari ion yang dibentuk oleh unsur golongan 1-VIIA dalam table periodic unsure. Aturan ini kurang tepat diaplikasikan pada logam transisi

• Beberapa atom dapat kehilangan atau menerima electron untuk mencapai konfigurasi electron seperti helium dengan total 2 elektron (stabilitas duplet). Sebagai contoh Li yang dapat melepas 1 elektron membentuk ion Li+ 

Contoh : Li =1s2, 2s1 Li+  =  1s2, 2s0

• Struktur konfigurasi electron yang stabil lainnya adalah aturan 18 elektron. Aturan ini banyak digunakan untuk unsure dengan orbital d pada kulit terluarnya.

Contoh :

2. Inert Pair Effect

• Untuk atom dengan jumlah proton yang besar, pasangan electron pada orbitas s terluar adalah menstabilkan. Electron ini tidak mudah lepas untuk membentuk ion, hal ini disebut dengan nama inert pair effect

Contoh :

• inert pair effect makin kuat jika makin besar nomor atom, pada golongan IV, inert pair effect  ini tidak diamati pada karbon dan silicon, efek ini dapat diamati pada unsur Sn (meskipun ion Sn4+ lebih stabil dari Sn2+) dan efek ini makin kuat pada unsur Pb (Ion Pb2+ lebih stabil daripada Pb4+).

7. Energy ionisasi

• Energy ionisasi adalah energy yang dibutuhkan untuk melepas satu electron dari atom tunggal pada wujud gas untuk tiap mol atom tersebut

Sebagai contoh : energi ionisasi dari atom oksigen adalah energi yang diperlukan untuk menjalankan reaksi berikut

O(g) 🡪 O+(g) + e-

Elektron dukeoas dari subkulit terluar dari atom oksigen (2p)

• Nilai energi ionisasi dari beberapa unsur adalah

Unsur	persamaan reaksi	energi ionisasi
Oksigen	O(g) 🡪 O+(g) + e-	ΔH = + 1310 kJ/mol
Nitrogen	N(g) 🡪 N+(g) + e-	ΔH = + 1400 kJ/mol
Besi	Fe(g) 🡪 Fe+(g) + e-	ΔH = + 760 kJ/mol

• Energy ionisasi bergantung pada :

• Ukuran dari atom

Electron yang terlepas selalu berasal dari electron paling luar yang memiliki energy paling tinggi. Makin besar jari-jari/ukuran atom maka makin jauh jarak elektron ke inti sehingga makin lemah ikatan antara electron dengan inti sehingga lebih sedikit energy yang dibutuhkan untuk melepas electron tersebut.

• Muatan inti

Makin besar muatan inti maka makin besar interaksi antara inti dengan electron terluar sehingga makin besar energy yang dibutuhkan untuk melepas electron tersebut.

• Ketika lebih dari satu electron dilepas dari atom, energy yang dibutuhkan untuk melepas electron pertama disebut energy ionisasi pertama dan energy yang dibutuhkan untuk melepaskan electron kedua disebut energy ionisasi kedua dan seterusnya.

Contoh : energi ionisasi kedua dari atom oksigen adalah

O+(g) 🡪 O2+(g) + e-  ΔH = + 1310 kJ/mol

Energi ionisasi kedua selalu lebih besar dibandingkan energi ionisasi pertama, karena lebih banyak energi yang dibutuhkan untuk mengambil elektron pada atom yang bermuatan positif.

• Gambar dibawah menunjukan energi ionisasi lanjut pada atom oksigen

Energi ionisasi naik dari energi ionisasi pertama sampai kedelanan, hal ini karena makin besarnya muatan positif dari atom oksigen selain itu makin besas gaya tarik antara inti atom oksigen dengan elektron tersebut sehingga semakin susah melepas elektron.

Pada gambar diatas, lonjakan kenaikan energi ionisasi terjadi pada ionisasi ke 6 dan ke7, hal ini karena saat ionisasi ke-7, elektron yang dilepas berada pada kulit yang lebih dalam (kulit 1) sehingga elektron tersebut lebih dekat ke inti dan memiliki gaya tarik menarik dengan inti jauh lebih kuat (dibandingkan elektron yang dilepas pada ionisasi ke-6 yang terletak pada kulit 2)

• Energy ionisasi dapat digunakan untuk menentukan konfigurasi electron. 

Contoh untuk magnesium memiliki 12 elektron dengan konfigurasi 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, selama ionisasi,  electron dengan energy paling besar (elektron pada kulit terluar) akan dilepaskan pertama kali. Disini, 2 elektron pada subkulit 3s akan dilepaskan lebih dahulu.  

Kemudian pada ionisasi selanjutnya, 8 elektron pada kulit kedua (2s2 2p6) akan dilepaskan. Dibutuhkan energi yang lebih besar untuk ionisasi elektron ke-3 sampai ke-10 ini.

Terakhir dua elektron pada kulit terdalam (1s2) akan dilepaskan. Energy ionisasi ke-11 dan ke-12 akan jauh lebih besar dibandingkan energi ionisasi pertama sampai kesepuluh. Sehingga energi ionisasi 2 terakhir ini akan lebih mencolok dibandingkan energi ionisasi lainnya.

Grafik energi ionisasi lanjut dari atom Mg ditampilkan pada grafik berikut. Terjadi kenaikan energi ionisasi yang signifikan apabila terjadi perpindahan kulit dari elektron yang diionisasi.

8. Bentuk Orbital

• Electron dalam atom tidak menempati posisi yang pasti. Dalam kenyataanya electron bergerak dan berpindah pindah ke setiap tempat. Apabila posisi elektron pada atom hidrogen ditentukan dalam tiap detik dalam periode waktu tertentu maka akan dihasilkan gambar berikut

• Adalah tidak mungkin untuk memprediksi secara tepat keberadaan electron pada setiap waktu. Kita hanya dapat menggambarkan daerah dimana kemungkinan besar electron ditemukan, inilah yang disebut dengan orbital atom. Orbital atom dapat disederhanakan sebagai volume ruang dimana elektron menghabiskan 90% waktunya pada ruang tersebut

• Semua orbital s adalah berbentuk lingkaran. Mereka hanya berbeda dalam ukuran. Orbital 3s lebih besar daripada 2s, dan 2s lebih besar daripada 1s

• Orbital p memiliki bentuk yang berbeda dengan orbital s, ketiga orbital p memiliki bentuk yang sama hanya berbeda dalam orientasi ruangnya. Beikut adalah gambar dari 3 orbital pada subkulit 3p

Orbital 3p memiliki bentuk yang sama, hanya saja memiliki ukuran yang lebih besar dibandingkan orbital 2p

• Dalam kenyataanya semua orbital terdapat pada atom, akan tetapi biasanya kita hanya mempertimbangkan orbital pada kulit yang mengandung electron atau orbital yang digunakan untuk berikatan kimia. Berikut adalah gabungan dari semua orbital yang terisi elektron pada atom oksigen

Sumber : A Level chemistry-JGR Brigs