IKATAN KIMIA DAN STRUKTUR (BAGIAN 1)

HALO TEMAN" SEMUA, DISINI SAYA AKAN MELANJUTKAN MATERI YANG AKAN SAYA BAHAS, YAITU MATERI IKATAN KIMIA DAN STRUKTUR LAINNYA, MARI KITA LIHAT YUK APA SAJA ISI MATERI DIBAWAH INI. :D

1. Pengertian Ikatan Kimia

Antara dua atom atau lebih dapat saling berinteraksi dan membentuk molekul. Interaksi ini selalu disertai dengan pelepasan energi. Adapun gaya-gaya yang menahan atom-atom dalam molekul merupakan suatu ikatan yang dinamakan ikatan kimia. Ikatan kimia terbentuk karena unsur-unsur cenderung membentuk struktur elektron stabil. Walter Kossel dan Gilbert Lewis pada tahun 1916 menyatakan bahwa terdapat hubungan antara stabilnya gas mulia dengan cara atom berikatan. Mereka mengemukakan bahwa jumlah elektron terluar dari dua atom yang berikatan, akan berubah sedemikian rupa sehingga susunan kedua elektron kedua atom tersebut sama dengan susunan gas mulia. Kecenderungan atom-atom untuk memiliki struktur atau konfigurasi elektron gas mulia atau 8 elektron pada kulit terluar disebut kaidah oktet. Elektron yang berperan   dalam reaksi kimia yaitu elektron pada kulit terluar atau elektron valensi. Elektron valensi menunjukan kemampuan suatu atom untuk berikan dengan atom lain.

2. Jenis-Jenis Ikatan Kimia

Secara umum, ikatan kimia dapat digolongkan menjadi dua jenis, yaitu:

1. Ikatan antar atom

* Ikatan Elektrovalen atau Ion

Ikatan ion terbentuk akibat adanya melepas atau menerima elektron oleh atom-atom yang berikatan. Atom-atom yang melepas elektron menjadi ion positif (kation) sedang atom-atom yang menerima elektron menjadi ion negatif (anion). Ikatan ion biasanya disebut ikatan elektrovalen. Senyawa yang memiliki ikatan ion disebut senyawa ionik. Senyawa ionik biasanya terbentuk antara atom-atom unsur logam dan nonlogam. Atom unsur logam cenderung melepas elektron membentuk ion positif, dan atom unsur nonlogam cenderung menangkap elektron membentuk ion negatif .

Contoh: NaCl, MgO, dan lain-lain.

Na  + Cl [Na] +  [   Cl  ]-

Ca  + 2 Br [Ca]++ [  Br  ]2-

2 K + O [K ]2  [  O  ]2+

Dalam hal ini, kation terionisasi dan melepaskan sejumlah elektron hingga mencapai jumlah oktet yang disyaratkan dalam aturan Lewis. 

Sifat-Sifat ikatan ionik adalah:

- Senyawa ion berupa elektrolit

- Biasanya zat padat yang memiliki titik leleh yang tinggi

- Tidak larut dalam pelarut organik tetapi larut dalam pelarut air

* Ikatan Kovalen

Ikatan kovalen merupakan ikatan kimia yang terbentuk dari pemakaian elektron bersama oleh atom-atom pembentuk ikatan. Ikatan kovalen biasanya terbentuk dari unsur-unsur nonlogam. Dalam ikatan kovalen, setiap elektron dalam pasangan tertarik ke dalam nukleus kedua atom. Tarik menarik elektron inilah yang menyebabkan kedua atom terikat bersama.

Ikatan kovalen terjadi ketika masing-masing atom dalam ikatan tidak mampu memenuhi aturan oktet, dengan pemakaian elektron bersama dalam ikatan kovalen, masing-masing atom memenuhi jumlah oktetnya. Hal ini mendapat pengecualian untuk atom H yang menyesuaikan diri dengan konfigurasi atom dari yang tidak terlibat dalam ikatan kovalen disebut elektron bebas. Elektron bebas ini berpengaruh dalam menentukan bentuk dan geometri molekul.

* Ikatan Kovalen Koordinasi

Ikatan kovalen koordinat merupakan ikatan kimia yang terjadi apabila pasangan elektron bersama yang dipakai oleh kedua atom disumbangkan oleh salah satu atom saja. Sementara itu atom yang lain hanya berfungsi sebagai penerima elektron berpasangan saja.

Syarat-syarat terbentuknya ikatan kovalen koordinat:

- Salah satu atom memiliki pasangan elektron bebas

- Atom yang lainnya memiliki orbital kosong

- Susunan ikatan kovalen koordinat sepintas mirip dengan ikatan ion, namun kedua ikatan ini berbeda oleh karena beda keelektronegatifan yang kecil pada ikatan kovalen koordinat sehingga menghasilkan ikatan yang cenderung mirip kovalen.

* Ikatan logam

Ikatan logam merupakan salah satu ciri khusus dari logam, pada ikatan logam ini elektron tidak hanya menjadi milik satu atau dua atom saja, melainkan menjadi milik dari semua atom yang ada dalam ikatan logam tersebut. Elektron-elektron dapat terdelokalisasi sehingga dapat bergerak bebas dalam awan elektron yang mengelilingi atom-atom logam. Akibat dari elektron yang dapat bergerak bebas ini adalah sifat logam yang dapat menghantarkan listrik dengan mudah. Ikatan logam ini hanya ditemui pada ikatan yang seluruhnya terdiri dari atom unsur-unsur logam semata.

 Sifat-sifat umum sebagai berikut:

- Penghantar listrik dan panas yang baik

- Keras, mudah ditempa dan ditarik.

- Titik lebur dan titik didih tinggi

- Mengkristal dengan bilangan koordinasi  tinggi, yaitu 12 atau 14 Sifat-sifat diatas tidak dapat dijelaskan dengan ikatan ion atau kovalen, hingga ikatan yang khusus, yang disebut ikatan logam.

2. Ikatan Antara Molekul

A. Ikatan Hidrogen

Ikatan hidrogen merupakan gaya tarik menarik antara atom H dengan atom lain yang mempunyai keelektronegatifan besar pada satu molekul dari senyawa yang sama. Ikatan hidrogen merupakan ikatan yang paling kuat dibandingkan dengan ikatan antar molekul lain, namun ikatan ini masih lebih lemah dibandingkan dengan ikatan kovalen maupun ikatan ion.

Ikatan hidrogen ini terjadi pada ikatan antara atom H dengan atom N, O, dan F yang memiliki pasangan elektron bebas. Hidrogen dari molekul lain akan bereaksi dengan pasangan elektron bebas ini membentuk suatu ikatan hidrogen dengan besar ikatan bervariasi. Kekuatan ikatan hidrogen ini dipengaruhi oleh beda keelektronegatifan dari atom-atom penyusunnya. Semakin besar perbedaannya semakin besar pula ikatan hidrogen yang dibentuknya.

Kekuatan ikatan hidrogen ini akan mempengaruhi titik didih dari senyawa tersebut. Semakin besar perbedaan keelektronegatifannya maka akan semakin besar titik didih dari senyawa tersebut. Namun, terdapat pengecualian untuk H2O yang memiliki dua ikatan hidrogen tiap molekulnya. Akibatnya, titik didihnya paling besar dibanding senyawa dengan ikatan hidrogen lain, bahkan lebih tinggi dari HF yang memiliki beda keelektronegatifan terbesar.

B. Ikatan Van Der Walls

Gaya Van Der Walls dahulu dipakai untuk menunjukan semua jenis gaya tarik menarik antar molekul. Namun kini merujuk pada gaya-gaya yang timbul dari polarisasi molekul menjadi dipol seketika. Ikatan ini merupakan jenis ikatan antar molekul yang terlemah, namun sering dijumpai diantara semua zat kimia terutama gas. Pada saat tertentu, molekul-molekul dapat berada dalam fase dipol seketika ketika salah satu muatan negatif berada di sisi tertentu. Dalam keadaan dipol ini, molekul dapat menarik atau menolak elektron lain dan menyebabkan atom lain menjadi dipol. Gaya tarik menarik yang muncul sesaat ini merupakan gaya Van der Walls.

Gaya tarik Van Der Walls, tersusun dari beberapa gaya tarik antar molekul. Gaya-gaya tersebut ialah: gaya orientasi (dalam Kiesom, 1912), gaya induksi ( dalam Debey, 1920), dan gaya dispersi (dalam London, 1930). Bila molekul-molekul yang membentuuk kristal molekuler mempunyai momen dipol, seperti molekul HCl, H2O, dan NH3, maka akan terjadi gaya tarik dipol-dipol, apabila molekul-molekul mempunyi orientasi yang tepat. Gaya yang timbul dusebut gaya orientasi.

Gaya tarik molekul atau atom non polar dengan molekul polar cukup besar karena adanya induksi kepada molekul atau atom yang non polar. Gaya tarik yang terjadi disebut gaya induksi.

- Faktor geometri yang menentukan ikatan dan struktur

A. Jari – jari Atomik dan Ion

* Jari-jari atom

Kerapatan elektron dalam atom secara perlahan akan menuju, tetapi tidak pernah mencapai nol ketika jarak dari inti meningkat. Oleh karena itu, secara ketat dapat dinyatakan bahwa jari-jari atom atau ion tidak dapat ditentukan. Namun, secara eksperimen mungkin untuk menentukan jarak antar inti atom. Jari-jari atomik yang ditentukan secara eksperimen merupakan salah satu parameter atomik yang sangat penting untuk mendeskripsikan kimia struktural senyawa. Cukup beralasan untuk mendefinisikan jari-jari logam sebagai separuh jarak atom logam. Separuh jarak antar atom didefinisikan juga sebagai jari-jari kovalen zat elementer.

*Jari-jari Ionik

Karena kation dan anion unsur yang berbeda dalam senyawa ion diikat dengan interaksi elektrostatik, jarak ikatan adalah jumlah jari-jari ionik yang diberikan untuk kation dan anion.

Jari-jari ionik standar satu spesies ditetapkan terlebih dahulu dan kemudian dikurangkan dari jarak antar ion untuk menentukan jari-jari ion partnernya. Sebagai standar, jari-jari ion O2- dalam sejumlah oksida ditetapkan sebesar 140 pm (1 pm = 10-12 m) (R. D. Shannon).

* Entalpi Kisi

Ketika ion-ion dalam keadaan gas bereaksi satu dengan yang lainnya membentuk senyawa kemudian melepaskan entalpi atau mengubah nilai entalpi, itulah yang disebut entalpi kisi. Sebagai contoh adalah pembentukan NaCl yang biasanya melepaskan kalor ke lingkungan:

Na+ (g) + Cl - (g) ⇌ NaCl (s)

* Tetapan Madelung

Energi potensial Coulomb total antar ion dalam  senyawa ionik yang terdiri atas ion A dan B adalah penjumlahan energi potensial Coulomb interaksi ion individual, Vab.  Karena lokasi ion-ion dalam kisi kristal ditentukan oleh tipe struktur, potensial Coulomb total antar ion dihitung dengan menentukan jarak antar ion d. A adalah tetapan Madelung  yang khas untuk tiap struktur kristal.

NA adalah tetapan Avogadro dan  zA dan  zB adalah muatan listrik kation dan anion.  Interaksi elektrostatik antara ion-ion yang bersentuhan merupakan yang terkuat, dan tetapan Madelung biasanya menjadi lebih besar bila bilangan koordinasinya meningkat.  Sebab muatan listrik mempunyai tanda yang berlawanan, potensialnya menjadi negatif, menunjukkan penstabilan yang menyertai pembentukan kisi kristal dari ion-ion fasa gas yang terdispersi baik. Walaupun potensial listrik terendah biasanya menghasilkan struktur paling stabil, namun ini  tidak selalu benar sebab ada interaksi lain yang harus dipertimbangkan.

Faktor terbesar selanjutnya yang berkontribusi pada entalpi kisi adalah gaya van der Waals, dan gaya dispersi atau  interaksi London.  Interaksi ini bersifat tarikan antara dipol listrik, yang berbanding terbalik dengan pangkat 6 jarak antar ion. Gaya van der Waals nilainya sangat kecil.

3. Struktur Kristal Logam

Logam adalah suatu unsur yang mempunyai sifat-sifat seperti : kuat, liat, keras, mengkilat, dan penghantar listrik dan panas. Sifat-sifat metal pada umumnya dapat digolongkan atas :

a. Sifat-sifat Ekstraktif/kimia (Chemical Properties):

Meliputi cirri-ciri dari komposisi kimia dan pengaruh unsur terhadap metal (logam).

b. Sifat –sifat mekanik (Mechanical Properties):

Yang disebut sifat mekanik ialah sifat bahan bilamana dipengaruhi gaya dari luar, yaitu : kekuatan tarik, kuat bengkok, kekerasan, kuat pukul, kuat geser, dan lain-lain. Sering pula dimasukkan sifat teknologi dari material ialah mampu mesin, mampu cor dan sebagainya.

c. Sifat – sifat Fisik (Physical Properties):

Meliputi sifat logam yang tidak dipengaruhi oleh tenaga luar, yaitu : berat jenis, daya hantar listrik dan panas, sifat magnet, dan struktur mikro logam.

* Struktur kristal logam Kebanyakan bahan logam mempunyai tiga struktur             kristal:

- kubus berpusat muka (face-centered cubic).

- kubus berpusat badan (body-centered cubic).

- heksagonal tumpukan padat (hexagonal close-packed).

1.  FACE CETERED CUBIC (FCC)

- Gambar 2a menunjukkan model bola pejal sel satuan FCC.

- Gbr 2b: pusat-pusat atom digambarkan dengan bola padat kecil.

- Sel satuan FCC yang berulang dalam padatan kristalin sama seperti yang ditunjukkan pada

- Struktur FCC mempunyai sebuah atom pada pusat semua sisi kubus dan sebuah atom pada setiap titik sudut kubus. Beberapa logam yang memiliki struktur kristal FCC yaitu tembaga, aluminium, perak, dan emas.

- Sel satuan FCC mempunyai empat (4) buah atom, yang diperoleh dari jumlah delapan seperdelapan-atom pada delapan titik sudutnya plus enam setengah-atom pada enam sisi kubusnya (8 1/8  + 6 1/2).

- Atom-atom atau inti ion bersentuhan satu sama lain sepanjang diagonal sisi. Hubungan panjang sisi kristal FCC, a, dengan jari-jari atomnya, R, ditunjukkan oleh persamaan berikut:

Tiap atom dalam sel satuan FCC ini dikelilingi oleh duabelas (12) atom tetangga, hal ini berlaku untuk setiap atom, baik yang terletak pada titk sudut maupun atom dipusat sel satuan (lihat Gambar 2a). Jumah atom tetangga yang mengelilingi setiap atom dalam struktur kristal FCC yang nilainya sama untuk setiap atom disebut dengan bilangan koordinasi (coordination number). Bilangan koordinasi struktur FCC adalah 12.

Faktor tumpukan atom (atomic packing factor, APF) adalah fraksi volum dari sel satuan yang ditempati oleh bola-bola padat, seperti ditunjukkan oleh persamaan berikut:

2. BODY CENTERED CUBIC (BCC)

Struktur kristal kubus berpusat badan (BCC):

(a) gambaran model bola pejal sel satuan BCC.

(b)Sel satuan BCC digambarkan dengan bola padat kecil.

(c) Sel satuan BCC yang berulang dalampadatan kristalin.

- Logam–logam dengan struktur BCC mempunyai sebuah atom pada pusat kubus dan sebuah atom pada setiap titik sudut kubus.

- Sel satuan BCC mempunyai dua (2) buah atom, yang diperoleh dari jumlah delapan seperdelapan atom pada delapan titik sudutnya plus satu atom pada pusat kubus (8 1/8 + 1).

- Atom-atom atau inti ion bersentuhan satu sama lain sepanjang diagonal ruang. Hubungan panjang sisi kristal BCC, a, dengan jari-jari atomnya, R, diberikan sebagai berikut:

Tiap atom dalam sel satuan BCC ini dikelilingi oleh delapan (8) atom tetangga (lihat Gambar 3a), sebagai akibatnya bilangan koordinasi struktur BCC adalah 8.Karena struktur BCC mempunyai bilangan koordinasi lebih kecil dibandingkan dengan bilangan koordinasi FCC, maka faktor tumpukan atom struktur BCC, yang bernilai 0.68, adalah juga lebih kecil dibandingkan dengan faktor tumpukan atom FCC.

3. HEXAGONAL CLOSE PACKED (HCC)

Gambar Struktur kristal heksagonal tumpukan padat (HCP):

(a) sel satuan HCP digambarkan dengan bola padat kecil,

(b) sel satuan HCP yang berulang dalam padatan kristalin. 

- Ciri khas logam–logam dengan struktur HCP adalah setiap atom dalam lapisan tertentu terletak tepat diatas atau dibawah sela antara tiga atom pada lapisan berikutnya

- Sel satuan HCP mempunyai enam (6) buah atom, yang diperoleh dari jumlah dua-belas seperenam-atom pada dua belas titik sudut lapisan atas dan bawah plus dua setengah-atom pada pusat lapisan atas dan bawah plus tiga atom pada lapisan sela/tengah (12 1/6 + 2  1/2 + 3).

- Jika a dan c merupakan dimensi sel satuan yang panjang dan pendek (lihat Gambar 4), maka rasio c/a umumnya adalah 1.633. Akan tetapi, untuk beberapa logam HCP, nilai rasio ini berubah dari nilai idealnya.   

- Bilangan koordinasi struktur HCP dan faktor tumpukannya sama dengan struktur FCC, yaitu 12 untuk bilangan koordinasi dan 0.74 untuk faktor tumpukan.

4. Kristal Ionik

Struktur dasar kristal ion adalah ion yang lebih besar (biasanya anion) membentuk susunan terjejal dan ion yang lebih kecil (biasanya kation) masuk kedalam lubang oktahedral atau tetrahedral di antara anion.

Kristal anion diklasifikasikan kedalam beberapa tipe struktur berdasarkan jenis kation dan anion yang terlibat dan jari-jarinya ionnya.

5. Aturan Jari-Jari

Biasanya, energi potensial Coulomb total Ec senyawa ionik univalen MX diungkapkan dengan persamaan

NA adalah konstanta Avogadro, A konstanta Madelung dan R jarak antar ion. Menurut rumus ini, struktur dengan rasion A/R akan lebih stabil. Konstanta Madelung senyawa MX meningkat dengan meningkatnya bilangan koordinasi. Di pihak lain, akan menguntungkan menurunkan bilangan koordinasi untuk menurunkan nilai R dalam hal ukuran M kecil, agar kontak antara M dan X dapat terjadi lebih baik. Dalam kristal ionik, rasio rM dan rX dengan anion saling kontak satu sama lain dan juga berkontak dengan kation bergantung pada bilangan koordinasi.

Dalam bagian struktur yang terdiri hanya anion, anion membentuk koordinasi polihedra di sekeliling kation. Jari-jari anion rX adalah separuh sisi polihedral dan jarak kation di pusat polihedral ke sudut polihedral adalah jumlah jari-jari kation dan anion rX + rM. Polihedra dalam CsCl adalah kubus, struktur NaCl adalah oktahedral, dan ZnS adalah tetrahedral. Jarak dari pusat ke sudut polihedral adalah berturut-turut √3rX, √2 rX dan ½√6rX. Sehingga, rasio jari-jari kation dan anion adalah are (√3rX-rX)/ rX = √3-1 = 732 untuk CsCl, (√2rX-rX)/ rX = √2-1 = 0.414 untuk NaCl, dan (½√6rX-rX)/ rX = ½√6-1 = 0.225 untuk ZnS ( Gambar di bawah).

Telah dijelaskan bahwa bilangan koordinasi menurun bila rasio jari-jari lebih kecil dari nilai yang diberikan sebab kation dan anion tidak bersentuhan satu sama lain, yang menyebabkan ketidakstabilan. Di lain pihak, bilangan koordinasi meningkat untuk kation yang lebih besar, yang akan meningkatkan rasio jari-jari. Namun demikian, hubungan antara bilangan koordinasi dan rasio jari-jari tidak sederhana. Misalnya, semua halida logam alkali mengadopsi struktur NaCl pada suhu normal kecuali cesium khlorida CsCl, cesium bromida CsBr dan cesium iodida CsI. Tidak dimungkinkan untuk menetapkan struktur ion dari rasio jari-jari bahkan untuk senyawa yang paling sederhana seperti alkali halida sekalipun. Namun, kecenderungan kualitatif bahwa ion yang lebih kecil cenderung berkoordinasi dengan lebih sedikit ion lawan biasanya benar.

6. Variasi Ungkapan Struktur Padatan

Banyak padatan anorganik memiliki struktur 3-dimensi yang rumit.  Ilustrasi yang berbeda dari senyawa yang sama akan membantu kita memahami struktur tersebut.  Dalam hal senyawa anorganik yang rumit, menggambarkan ikatan antar atom, seperti yang digunakan dalam senyawa organik biasanya menyebabkan kebingungan.  Anion dalam kebanyakan oksida, sulfida atau halida logam membentuk tetrahedral atau oktahedral di sekeliling kation logam.  Walaupun tidak terdapat ikatan antar anion, strukturnya akan disederhanakan bila struktur diilustrasikan dengan polihedra anion yang menggunakan bersama sudut, sisi atau muka.  Dalam ilustrasi semacam ini,atom logam biasanya diabaikan.

Seperti telah disebutkan struktur ionik dapat dianggap sebagai susunan terjejal anion.  Gambar mengilustrasikan ketiga representasi ini untuk fosfor pentoksida molekular P2O5 (= P4O10) dan molibdenum pentakhlorida MoCl5 (= Mo2Cl10).  Representasi polihedra jauh lebih mudah dipahami untuk struktur molekul besar atau padatan yang dibentuk oleh tak hingga banyaknya atom. Namun, representasi garis ikatan juga cocok untuk senyawa molekular.

REFERENSI: 

1. (Baru, Makalah Klasifikasi Ikatan, 2016; Baru, Ordebaru.blogspot.com, 2016)

PARTIKEL PENYUSUN ATOM, BILANGAN KUANTUM, DAN KONFIGURASI ELEKTRON

Hallo kawan-kawan semuanya, disini saya akan menjelaskan sedikit materi dari judul diatas. Pertama saya akan membahas tentang Partikel Atom. Ayo kita pelajari!!!.


*. PARTIKEL PENYUSUN ATOM

Partikel Dasar Penyusun Atom – Atom merupakan puing terkecil dari suatu zatyang memiliki sifat tidak bisa di bagi lagi. Pendapat seperti ini ternyata tidak sepenuhnya benar. Apa alasannya? Pembuktian bahwa atom bukan merupakan bagian terkecil dari suatu zat atau materi ditandai dengan ditemukannya elektron oleh  Sir John Joseph Thomson. Pembuktian ini semakin menguat ketika imuwan berkebangsaan inggris Ernest Rutherford berhasil menemukan bahwa inti atom masih tersusun dari bagian yang lebih kecil berupa proton dan neutron. Elektron, proton, dan neutron menjadi partikel dasar yang menyusun sebuah atom.

1. Elektron

Diakhir tahun 1800-an tepatnya pada tahun 1897, seorang ilmuwan berkebangsaan inggris bernama Sir John Joseph Thomson atau yang sering sobat sebut dengan J.J. Thomson berhasil menemukan elektron. Ia melakukan pengamatan terhadap pelat katoda dan anoda yang ditempatkan dalam tabung hampa udara yang dialiri arus listrik tegangan tinggi. Dari percobaan tersebut ia menemukan bahwa pelat katoda atau pelat bermuatan negatif memancarkan berkas sinar yang bergerak menurut garis lurus menuju ke pelat anoda atau pelat positif.

Sinar tersebut tidak hanya bergerak lurus, ia juga dapat dibelokkan oleh medan magnet atau medan listrik menuju ke kutub positif. Sinar tersebut membelok mendekati kutub positif medan magnet atau medan listrik.  Percobaan ini membuktikan bahwa sinar yang memancar dari pleat katoda tersebut merupakan partikel yang lebih kecil dari atom dan ia bermuatan negatif. Partikel ini kemudian disebut dengan elektron. Sinar tersebut tidak hanya bergerak lurus, ia juga dapat dibelokkan oleh medan magnet atau medan listrik menuju ke kutub positif. Sinar tersebut membelok mendekati kutub positif medan magnet atau medan listrik.  Percobaan ini membuktikan bahwa sinar yang memancar dari pleat katoda tersebut merupakan partikel yang lebih kecil dari atom dan ia bermuatan negatif. Partikel ini kemudian disebut dengan elektron.

2. Proton

Pengungkapan tentang materi dasar penyusun atom tidak terhenti pada penemuan elektron. Pada kondisi normal sebuah atom itu tidak bermuatan atau muatannya netral. Kemudian setelah ditemukan adanya partikel dasar bermuatan negatif yang ada dalam atom memunculkan dugaan kuat adanya partikel dasar lain yang bermuatan positif yang menjadikan sebuah atom bermuatan netral. Tanda tanya besar ini kemudian dijawab oleh seorang ilmuwan berkebangsaan Jerman bernama Eugene Goldstein. Berangkat dari rasa penasarannya ia melakukan sebuah eksperimen dengan menggunakan tabung hampa bermuatan listrik yang dilengkapi dengan lempeng katoda berlubang. Alhasil, dari percobaan tersebut diketahui ada sebuah sinar yang bergerak berlawanan arah dengan sinar katoda (disebut sinar anoda). Ia bergerak dari anoda ke katoda. Eugen goldstein menyimpulkan bahwa sinar tersebut merupakan partikel dasar yang mutannya positif.

3. Neutron

Partikel dasar atom berikutnya adalah neutron. Muncul tanda tanya lagi bagi Ernest Rutherford. Setelah massa proton dan elekton pada suatu atom dijumlah ternyata jumlahnya masih kurang dari setengah massa atom relatifnya (baca : massa atom relatif). Massa elektron juga sangat kecil jika dibanding dengan massa proton. Massa proton sekitar 1,67 x 10-24 gram sedangkan masa elektron adalah 9,11 x 10-28 gram. Rutherford menduga masih ada partikel dasar penyusun atom selain proton dan elektron.

Tiga belas tahun kemudian tepatnya tahun 1932 James Chadwick — Ahli fisika berkebangsaan Inggris –melakukan percobaan untuk membuktikan dugaan dari Rutherford. James melakukan percobaan dengan menembakkan sinar alfa yang bermuatan negatif ke atom berilium. Dari percobaan yang dilakukannya ia berhasil menemukan bahwa selain proton dan elektron masih ada partikel dasar pernyusun atom yang lain yang bermuatan netral yaitu neutron.

*.  Bilangan Kuantum

Bilangan kuantum (bahasa Inggris: Quantum number) adalah bilangan yang menyatakan kedudukan atau posisi elektron dalam atom yang diwakili oleh suatu nilai yang menjelaskan kuantitas kekal dalam sistem dinamis. Bilangan kuantum menggambarkan sifat elektron dalam orbital.

Bilangan kuantum menentukan tingkat energi utama atau jarak dari inti, bentuk orbital, orientasi orbital, dan spin elektron. Setiap sistem kuantum dapat memiliki satu atau lebih bilangan kuantum.

Bilangan kuantum merupakan salah satu ciri khas dari model atom mekanika kuantum atau model atom modern yang dicetuskan oleh Erwin Schrödinger. Dalam mekanika kuantum, bilangan kuantum diperlukan untuk menggambarkan distribusi elektron dalam atom hidrogen dan atom-atom lain. Bilangan-bilangan ini diturunkan dari penyelesaian matematis persamaan Schrödinger untuk atom hidrogen.

- JENIS-JENIS BILANGAN KUANTUM:

* Bilangan Kuantum Utama (n), yang menyatakan tingkat energi.

* Bilangan Kuantum Azimuth/Momentum sudut (l), yang menyatakan bentuk orbital.

* Bilangan Kuantum Spin (s), yang menyatakan spin elektron pada sebuah atom.

1. BILANGAN KUANTUM UTAMA (n)

Bilangan kuantum utama (primer) digunakan untuk menyatakan tingkat energi utama yang dimiliki oleh elektron dalam sebuah atom. Bilangan kuantum utama tidak pernah bernilai nol. Bilangan kuantum utama dapat mempunyai nilai semua bilangan positif, yaitu 1,2,3,4 dan seterusnya. Sedangkan kelopak atom dinyatakan dengan huruf K,L,M,N dan seterusnya.

Kulit	K	L	M	N
Nilai n	1	2	3	4

contoh:

n=1 elektron berada pada kelopak K;

n=2 elektron berada pada kelopak L;

n=3 elektron berada pada kelopak M;

n=4 elektron berada pada kelopak N; dan seterusnya

Bilangan kuantum utama juga berhubungan dengan jarak rata-rata elektron dari inti dalam orbital tertentu. Semakin besar n, semakin besar jarak rata-rata elektron dalam orbital tersebut dari inti dan oleh karena itu semakin besar orbitalnya.

2. BILANGAN KUANTUM AZIMUTH/MOMENTUM SUDUT (l)

Bilangan kuantum azimut sering disebut bilangan kuantum anguler (sudut). Energi sebuah elektron berhubungan dengan gerakan orbital yang digambarkan dengan momentum sudut. Momentum sudut tersebut dikarakterisasi menggunakan bilangan kuantum azimut. Bilangan azimut menyatakan bentuk suatu orbital dengan simbol $${\displaystyle \ell }"huruf L kecil". Bilangan kuantum azimut juga berhubungan dengan jumlah subkelopak. Nilai ini menggambarkan subkelopak yang dimana elektron berbeda. Untuk subkelopak s, p, d, f bilangan kuantum azimut berturut-turut adalah 0,1,2,3.

Nilai bilangan kuantum azimut atau "l” ini bergantung pada nilai bilangan kuantum utama atau "n" . Untuk nilain tertentu, “l”  mempunyai nilai bilangan bulat yang mungkin dari 0 sampai (n-1). Bila n-1, hanya ada satu nilai “l” yakni “l” = n – 1 = 1 – 1 = 0. Bila n=2, ada dua nilai “l” , yakni 0 dan 1. Bila n=3, ada tiga nilai “l” , yakni 0,1, dan 2. Nilai-nilai “l” biasanya ditandai dengan huruf s, p, d, f... sebagai berikut:

{\displaystyle \ell }”l”	0	1	2	3
Nama orbital	s	p	d	f

Jadi bila ${\displaystyle \ell }$”l” = 0, kita mempunyai sebuah orbital s; bila ${\displaystyle \ell }$”l” = 1, kita mempunyai orbital f; dan seterusnya.

Sekumpulan orbital-orbital dengan nilai n yang sama seringkali disebut kulit. Satu atau lebih orbital dengan nilai n dan ${\displaystyle \ell }$”l” yang sama dirujuk selalu subkelopak. Misalnya kelopak dengan n=2 terdiri atas 2 subkelopak, ${\displaystyle \ell }$”l” = 0 dan 1 (nilai-nilai ${\displaystyle \ell }$”l” yang diizinkan untuk n=2). Subkelopak-subkelopak ini disebut subkelopak 2s dan subkelopak 2p di mana 2 melambangkan nilai n, sedangan s dan p melambangkan nilai "l".

Tabel di bawah ini menunjukkan keterkaitan jumlah kelopak dengan banyaknya subkelopak serta jenis subkelopak dalam suatu atom.

Jenis subkelopak	Jumlah orbital	Elektron maksimum
Subkelopak s	1 orbital	2 elektron
Subkelopak p	3 orbital	6 elektron
Subkelopak d	5 orbital	10 elektron
Subkelopak f	7 orbital	14 elektron

3. BILANGAN KUANTUM MAGNETIK (m)

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 sedikit berubah. Hal ini dikarenakan timbulnya interaksi antara medan magnet sendiri dengan medan magnet luar.

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

Di dalam satu subkulit, nilai m bergantung pada nilai bilangan kuantum azimut/momentum sudut l. Untuk nilai l tertentu, ada (2l + 1) nilai bulat m sebagai berikut: -l, (-l + 1), ..., 0, ..., (+l - 1), +l

Bila l =0, maka m=0. Bila l =1, maka terdapat tiga nilai m yaitu -1,0,dan -1. Bila l =2, maka terdapat lima nilai m yaitu -2,-1,0,+1, dan +2. Jumlah m menunjukkan jumlah orbital dalam subkulit dengan nilai l tertentu.

4. BILANGAN KUANTUM SPIN (s)

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 = +1/2 atau -1/2.

Nilai positif atau negatif dari spin menyatakan spin atau rotasi partikel pada sumbu. Sebagai contoh, untuk nilai s=+1/2 berarti berlawanan arah jarum jam (ke atas), sedangkan s=-1/2 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 ke bawah adalah 50%.

*KONFIGURASI ELEKTRON

Konfigurasi Elektron merupakan susunan elektron – elektron pada sebuah atom, molekul, dan struktur fisik lainnya. Sama seperti partikel elementer lainnya, elektron juga harus patuh pada hukum mekanika kuantum dan menampilkan sifat – sifat bak-partikel maupun bak-gelombang.

Macam – Macam Konfigurasi Elektron

Konfigurasi Elektron juga memiliki beberapa macam – macamnya, yaitu sebagai berikut :

1. Kulit Dan Sub-kulit:

Sebuah kulit elektron yaitu beberapa subkulit yang berbagi bilangan kuantum yang sama yaitu n (nomor sebelum angka dalam sebuah orbital). Sebuah atom dengan kulit ke-n dapat berisi 2n2 elektron.

Subkulit merupakan sebuah tempat di dalam kulit yang berisi bilangan azimuth yaitu ℓ. Nilai dari ℓ (0, 1, 2, atau 3) sesuai dengan masing – masing label s, p, d, dan f. Jumlah maksimum elektron yang bisa ditempatkan di sebuah subkulit dirumuskan sebagai 2(2ℓ+1). Pada subkulit s maksimum 2, 6 elektron pada subkulit p, 10 pada subkulit d, dan 14 pada subkulit f.

2. Notasi:

Notasi standar untuk mengetahui konfigurasi elektron dari sebuah atom dan molekul. Untuk atom, notasinya terdiri dari urutan orbital atom (contoh : untuk fospor urutannya adalah 1s, 2s, 2p, 3s, 3p) dengan nomor elektron mengisi masing-masing orbital dalam format superscript.

3. Energi:

Energi juga dapat dikaitkan dengan elektron dalam orbital. Energi dalam sebuah konfigurasi sering kali mendekati jumlah energi di setiap elektron dengan mengabaikan interaksi antar elektron. Konfigurasi yang memiliki energi terendah disebut keadaan dasar (ground state). Sedangkan konfigurasi lainnya disebut keadaan tereksitasi (excited state).

4. Prinsip Aufbau dan Aturan Madelung:

Orbital diisi untuk meningkatkan nilai n+l.

Dimana dua orbital memiliki nilai n+l yang sama.

Berikut ini yaitu urutan orbital pada konfigurasi elektron :

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, (8s, 5g, 6f, 7d, 8p, dan 9s).

5. Asas Larangan Pauli:

Tidak ada dua elektron dalam satu atom yang memiliki keempat bilangan kuantum yang sama. Setiap orbital maksimum diisi oleh 2 elektron yang memiliki spin yang berlawanan.

6. Asas Hund:

Berdasarkan pendapat Friedrich Hund keadaan yang paling rendah energinya (paling stabil) adalah bila elektron-elektron tersebut tersebar ke semua orbital dengan spin yang sejajar (spin sama), aturan ini dikenal dengan Aturan Hund.

REFERENSI:

- Wikipedia. (2013, May). Wikipedia.org. Retrieved from Bilangan Kuantum: https://id.wikipedia.org/wiki/Bilangan_kuantum

- Ardiyanto. (2019, June). rumus.co.id. Retrieved from Konfigurasi Elektron:https://rumus.co.id/konfigurasi-elektron/