BENTUK MOLEKUL

1. Teori Valence Shell  Electron Pair of Repulsion (VSEPR) dan Teori Domain Elektron.

Teori VSEPR adalah teori yang menggambarkan bentuk molekul berdasarkan kepada tolakan pasangan electron disekitar atom pusat. Teori tolakan pasangan  elektron ini dikenal dengan istilah VSEPR (Valence Shell  Electron Pair of Repulsion).

Bentuk molekul didasarkan kepada jumlah electron yang saling tolak-menolak disekitar atom pusat yang akan menempati tempat sejauh munkin untuk meminimumkan tolakan.

Teori VSEPR merupakan penjabaran sederahana dari rumus Lewis yang berguna untuk memprediksikan bentuk molekul poliatom berdasarkanstru ktur Lewis-nya. Teori VSEPR pertama kali dikembangkan oleh NevilSidgwick dan Herbet Powel pada tahun 1940, dan dikembangkan lebihlanjut oleh Ronald Gillespie dan Ronald Nyholm.

Ide dasar teori VSEPR adalah adanya tolakan antara pasangan elektron sehingga pasangan elektron tersebut akan menempatkan diri pada posisi sejauh mungkin dari pasangan elektron lainnya. Posisi pasangan elektron satu dengan yang lain yang semakin berjauhan akan menyebabkan tolakan antar mereka menjadi semakin kecil. Pada posisi yang paling jauh yang dapat dicapai, tolakan antar pasangan elektron menjadi minimal. Tolakan antar pasangan elektron terjadi antara pasangan elektron bebas yang terlokalisasi pada atom pusat dan elektron ikat secara ikatan koordinasi. Teori VSEPR mengasumsikan bahwa masing- masing molekul akan mencapai geometri tertentu sehingga tolakan pasangan antarelektron di kulit valensi menjadi minimal.

 

Teori Domain Elektron

Menurut Ralph H. Petrucci (1985), teori Domain Elektron merupakan penyempurnaan dari teori VSEPR.  Teori ini adalah suatu cara meramalkan bentuk molekul berdasarkan tolak menolak elektron-elektron pada kulit luar atom pusat. Domain elektron berarti kedudukan elektron atau daerah keberadaan elektron. Jumlah domain elektron ditentukan sebagai berikut: a. Setiap elektron ikatan (apakah ikatan tunggal, rangkap atau rangkap tiga) merupakan 1 domain. b. Setiap pasangan elektron bebas merupakan 1 domain.

 Contoh :

Tentukan domain elektron atom pusat pada beberapa senyawa : H₂O, CO₂ dan SO₂!

Pembahasan :

•       Gambarkan struktur lewis masing-masing senyawa
•     Setiap satu elektron ikatan (tunggal, rangkap dua maupun rangkap tiga merupakan satu domain
•      Setiap pasangan elektron bebas merupakan satu domain Sehingga jumlah domainnya dapat dilihat pada tabel berikut. 

Penjelasan :

1.       Pada struktur lewis H2O atom pusat O dikelilingi oleh 4 PEI sehingga jumlah domain elektron = 4

2.       Pada struktur lewis CO2 atom pusat C dikelilingi oleh 2 ikatan rangkap, sehingga  domain elektron = 2 3. Pada struktur lewis SO2 atom pusat S dikelilingi oleh dua ikatan rangkap, ikatan tunggal dan 1 PEB,  sehingga jumlah domain elektron = 3

Teori domain elektron mempunyai prinsip-prinsip dasar sebagai berikut:

a.       Antar domain elektron pada kulit luar atom pusat saling tolak-menolak sehingga domain elektron akan mengatur diri (mengambil formasi) sedemikian rupa, sehingga tolak-menolak di antaranya menjadi minimum.

b.       Urutan kekuatan tolak-menolak di antara domain elektron adalah: Tolakan antar domain elektron bebas > tolakan antara domain elektron bebas dengan domain elektron ikatan > tolakan antara domain elektron ikatan.

c.       Bentuk molekul hanya ditentukan oleh pasangan elektron ikatan.

 

2. Rumus/Tipe Molekul

Rumusan tipe molekul  dapat ditulis dengan lambang  AXnEm   (jumlah pasangan electron), pasangan elektron ikatan (PEI)  dan pasangan elektron bebas (PEB)

dimana :

A  : Atom pusat

X  : Jumlah pasangan elektron ikatan (PEI)

E  : jumlah pasangan elektron bebas (PEB)

Catatan:

a. ikatan rangkap dua atau rangkap tiga dihitung satu pasang electron ikatan

b. tolakan antara PEB-PEB> PEB-PEI>PEI-PEI

c. PEI menentukan bentuk molekul,PEB mempengaruhi  besar sudaut ikatan

Langkah-langkah memprediksi bentuk molekul dengan teori VSEPR

a. Tentukan struktur lewis dari rumus molekul

b. Tentukan jumlah PEB dan PEI atom pusat

c. Tentukan tipe/rumus molekulnya

d. Gambar bentuk molekul dan beri nama sesuai dengan  jumlah PEI dan PEB

 

Contoh :

1. Senyawa metana, CH4

Struktur lewisnya dapat digambarkan sebagai berikut.

Dari struktur lewisnya, bahwa atom pusat, C memiliki empat pasangan elektron ikatan (PEI) dan tidak memiliki pasangan elektron bebas (PEB), sehingga tipe molekulnya adalah  AX4.

Pasangan elektron ikatan akan menempati posisi dimana tolakan sekecil mungkin, sehingga posisi PEI antara satu dengan yang lain menjadi sama jaraknya dan menghasilkan sudut antara H – C – H yang sama besarnya, sehingga berdasarkan rumus/tipe molekulnya, CH4 memiliki bentuk tetrahedral seperti tampak pada gambar berikut.

Gambar 3.6-1. Bentuk molekul CH₄

2. Senyawa amonia, NH₃

Struktur lewis NH₃ adalah sebagai berikut :

 Pembahasan :

Atom pusat adalah N mempunyai elektron valensi 5 Pasangan Eekton ikatan (X) = 3 Pasangan Elektron Bebas E = (5-3)/2 = 1 Bentuk molekul AX3E bentuk molekulnya piramida segitiga

Dengan menggunakan teori VSEPR maka kita dapat meramalkan bentuk geometri suatu molekul, seperti terlihat pada tabel berikut.

 

Tabel 3.6-2. Hubungan antara jumlah PEI, PEB, tipe molekul dan bentuk molekul

Dalam modul ini maka akan di contohkan menentukan bentuk geometri molekul XeF₂, XeF₄, dan XeF₆. Diantara molekul-molekul tersebut ada yang memiliki pasangan elektron bebas dan ada yang tidak, jadi molekul-molekul tersebut adalah contoh yang bagus untuk lebih memahami teori VSEPR.

Pertama kita harus mementukan struktur lewis masing-masing molekul. Xe memiliki jumlah elektron valensi 8 sedangkan F elektron valensinya adalah 7 (lihat gambar dibawah).

Struktur Lewis XeF₂ seperti gambar di bawah, dua elektron Xe masing-masing diapakai untuk berikatan secara kovalen dengan 2 atom F sehingga meninggalkan 3 pasangan elektron bebas pada atom pusat Xe. Hal yang sama terjadi pada molekul XeF₄ dimana 4 elektron Xe dipakai untuk berikatan dengan 4 elektron dari 4 atom F, sehingga meninggalkan 2 pasangan elektron bebas pada atom pusat Xe.

Lihat gambar diatas XeF₂ memiliki 2 pasangan elektron ikatan (PEI) dan 3 pasangan elektron bebas (PEB) jadi total ada 5 pasangan elektron yang terdapat pada XeF₂, hal ini menandakan bahwa geometri molekul atau kerangka dasar molekul XeF₂ adalah trigonal bipiramid. Karena terdapat 3 PEB maka PEB ini masing masing akan menempati posisi ekuatorial pada kerangka trigonal bipiramid, sedangkan PEI akan menempati posisi aksial yaitu pada bagian atas dan bawah. Posisi inilah posisi yang stabil apabila terdapat atom dengan 2 PET dan 3 PEB sehingga menghasilkan bentuk molekul linear. Jadi bentul molekul XeF2 adalah linier.(lihat gambar dibawah).

 

Lihat gambar strutur lewis XeF₄ memiliki 4 pasangan elekktron terikat (PEI) dan 2 pasangan elektron bebas (PEB) jadi total ada 6 pasangan elektron yang terdapat pada XeF4, hal ini menandakan bahwa geometri molekul atau kerangka dasar molekul XeF4 adalah oktahedral. Karena terdapat 2 PEB maka PEB ini masing masing akan menempati posisi aksial pada kerangka oktahedral, sedangkan PEI akan menempati posisi ekuatorial. Posisi inilah posisi yang stabil apabila terdapat atom dengan 4 PET dan 2 PEB sehingga menghasilkan bentuk molekul yang disebut segiempat planar. Jadi bentul molekul XeF2 adalah segiempat planar.(lihat gambar dibawah).

Gambar 3.6-3. Bentuk Molekul XeF₄

DOWNLOAD LKPD BENTUK MOLEKUL DISINI

Read More

PERKEMBANGAN SISTEM PERIODIK UNSUR (SPU) DAN PENENTUAN LETAK UNSUR DALAM TABEL SPU MODEREN

 A.    Perkembangan sistem periodik unsur

1.      Pengelompokan unsur berdasarkan Lavoisier

Antoine Lavoisier hidup pada abad ke-17. Selain mempelajari ilmu Kimia, "bapak kimia modern" ini juga mempelajari ilmu lain seperti Botani, Astronomi, dan Matematika. Lavoisier telah menghasilkan banyak teori kimia di antaranya teori mengenai pengelompokan unsur-unsur kimia. Menurut Lavoisier, unsur kimia adalah zat yang tidak dapat diuraikan lagi menjadi zat yang lebih sederhana. Unsur kimia yang sudah ditemukan pada saat itu berjumlah 33 unsur. Pengelompokan unsur-unsur kimia oleh Lavoisier dipublikasikan dalam bukunya yang berjudul Traité Élémentaire de Chimie pada 1789. Buku tersebut merupakan buku teks kimia modern yang pertama. Lavoisier mengelompokkan ke-33 unsur kimia tersebut ke dalam 4 kelompok berdasarkan sifat kimianya, yaitu kelompok gas, kelompok nonlogam, kelompok logam, dan kelompok tanah. Tabel berikut menunjukkan pengelompokan unsur kimia menurut Lavoisier.

Kelebihan pengelompokkan unsur berdasarkan Lavoisier yaitu Antoine Lavoisier adalah orang pertama yang mengelompokan unsur-unsur kimia berdasarkan sifat-sifatnya. Patut kita hargai, karena Tabel Periodik yang dibuatnya dapat menjadi dasar penemuan Tabel Periodik selanjutnya.

Kelemahan pengelompokkan unsur berdasarkan Lavoisier yaitu terlalu sederhana setelah munculnya beberapa unsur-unsur baru, karena antara unsur- unsur logam sendiri masih terdapat banyak perbedaan

2.        Pengelompokan unsur menurut Triade Dobereiner

Johann Wolfgang Dobereiner (1780-1849) mencoba untuk mengelompokkan unsur-unsur berdasarkan kenaikan masa atom. Johan Wolfgang Dobereiner mengelompokkan unsur-unsur yang sangat mirip sifatnya. Ternyata tiap kelompok terdiri dari tiga unsur, sehingga kelompok itu  disebut  triad.  Apabila  unsur-unsur  dalam  satu  triad  disusun  menurut kenaikan massa atom relatifnya, ternyata massa atom maupun sifat-sifat unsur yang  kedua  merupakan  rata-rata  dari  massa  atom  relatif unsur pertama dan ketiga.

Contohnya: 

Sistem triad ini ternyata ada kelemahannya. Sistem ini kurang efisien karena ternyata ada beberapa unsur lain yang tidak termasuk dalam satu triad, tetapi mempunyai sifat-sifat mirip dengan triad tersebut. Selain itu juga, terbatasnya jumlah unsur-unsur yang dapat dikelompokkan dalam triade serta adanya kesulitan mengenai cara membedakan berat atom dan berat molekul.

3.        Pengelompokan unsur menurut Oktav Newlands

Meskipun triade Dobereiner ini masih jauh dari sempurna, namun temuan ini mendorong orang untuk menyusun daftar unsurunsur lebih lanjut sesuai dengan sifat-sifatnya. John Newlands (1865) menemukan hubungan lain antara sifat unsur dengan massa atom relatif, sesuai dengan hukum yang disebutnya “hukum oktaf”. Ia menyusun unsur-unsur ke dalam kelompok tujuh unsur dan setiap unsur kedelapan mempunyai sifat yang mirip dengan unsur pertama, unsur kesembilan mirip dengan unsur kedua, dan seterusnya.. Newlands menyebut pengulangan sifat-sifat unsur secara periodic tersebut dengan hukum oktaf. Simpulan dari Daftar Newlands adalah: Sifat-sifat unsur merupakan pengulangan secara oktaf

Kelebihan pengelompokkan unsur berdasarkan Oktav Newlands yaitu lebih banyak unsur-unsur yang dapat digolongkan. Kelemahannya adalah pada unsur-unsur yang massanya cukup besar (>40), pengulangan sifat unsur tidak terjadi lagi. Selain itu tidak memperhitungkan letak unsur-unsur yang belum ditemukan dan terdapat banyak pasangan unsur yang terpaksa ditempatkan pada satu posisi daftar

4.      Pengelompokan unsur menurut Meyer-Mendeleyev

Dengan adanya kelemahan pengelompokan unsur menurut Newlands, maka mendorong Julius Lothar Meyer (1870 dari Jerman) menemukan hubungan yang lebih jelas antara sifat unsur dan massa atom relatif. Ia menemukan keperiodikan sifat unsur-unsur, jika unsur-unsur disusun menurut kenaikan massa atom relatif.

Dalam mempelajari keperiodikan unsur-unsur ia lebih menekankan pada sifat-sifat fisika. Meyer membuat grafik dengan mengalurkan volume atom unsur terhadap massa atom relatif. Volume atom unsur diperoleh dengan cara membagi massa atom relatif dengan kerapatan unsur.  Grafik menunjukkan Struktur Atom dan Sistem Periodik  bahwa unsur-unsur yang sifatnya mirip terletak pada bagian grafik yang mirip bentuknya. Misalnya Na, K, Rb terdapat di puncak grafik, ini menunjukkan bahwa ada hubungan antara sifat unsur dengan massa atom relatifnya. Mendeleyev mengungkapkan suatu hukum periodik yang berbunyi:

                   “Sifat unsur-unsur merupakan fungsi periodik dari massa atom relatifnya”

Kelebihan pengelompokan unsur menurut Meyer dan Mendeleev tersebut dibandingkan dengan Newlands adalah sifat kimia dan sifat fisika unsur dalam satu golongan berubah secara teratur. Dapat meramal sifat unsur yang belum diketemukan, yang akan mengisi tempat kosong dalam daftar.

Sedangkan kelemahannya adalah panjang periode tidak sama, Triade besi (Fe, Co, dan Ni), triade platina ringan (Ru, Rh, dan Pd), dan triade platina (Os, Ir, dan Pt) dimasukkan ke dalam golongan VIII selain itu selisih massa atom relatifnya antara dua unsur yang berurutan tidak teratur (antara –1 dan +4), sehingga sukar untuk meramal unsur-unsur yang belum ditemukan.

5.        Pengelompokan unsur menurut Moseley (Sistem Periodik Modern)

Henry Moseley melakukan percobaan menggunakan berbagai logam sebagai antikatoda pada tabung sinar X. Moseley menyimpulkan bahwa ada perubahan yang teratur dari energi sinar X sesuai dengan perubahan nomor atom dan bukan massa atom relatif.  Dengan demikian hukum periodik menjadi:“Sifat unsur-unsur merupakan fungsi periodik dari nomor atom”

Gambar 1. Tabel periodik Mosley

Hingga pertengahan abad ke-20, tabel periodik Moseley diakui sebagai tabel periodik modern. Pada 1940, Glenn Seaborg berhasil menemukan unsur transuranium, yaitu unsur dengan nomor atom 94–102. Penemuan tersebut menimbulkan masalah mengenai penempatan unsur-unsur transuranium dalam tabel periodik. Masalah itu akhirnya terpecahkan dengan cara membuat baris baru sehingga tabel periodik modern berubah menjadi seperti gambar berikut.

A.    

B. Hubungan antara konfigurasi elektron dengan letak unsur dalam sistem periodik unsur

Suatu unsur dalam sistem periodik di susun berdasarkan konfigurasi elektronnya, karena tiap unsur memiliki konfigurasi elektron yang berbeda. Dari konfigurasi elektron, jumlah kulit dan elektron valensi suatu unsur bisa diketahui. Adapun unsur-unsur yang memiliki kesamaan dalam jumlah elektron valensi disusun dalam satu lajur vertikal yang disebut golongan. Unsur-unsur yang berada dalam satu golongan tersebut memiliki kemiripan sifat kimia dan fisika.

Tabel periodik modern terdiri dari 8 golongan utama (golongan A) dan 8 golongan transisi (golongan B). Golongan-golongan tersebut dinamai sesuai dengan nomor kelompoknya, seperti golongan IA, IIB, IB dan seterusnya. Bahkan golongan utama memiliki nama khusus, misalknya golongan IA dinamai golongan alkali dan golongan VIIIA dinamai golongan gas mulia.

Dalam sistem periodik unsur terdapat 7 lajur horizontal yang disebut periode. Dinamakan periode karena sifat-sifat yang dimiliki unsur-unsur dalam satu periode berulang secara periodik. Unsur-unsur yang memiliki jumlah kulit yang sama disusun dalam satu periode.

Berikut kita pelajari Tabel Sistem Periodik sederhana, yaitu mulai nomor atom 1 (hidrogen) sampai nomor atom 20 (kalsium) seperti ditunjukkan gambar 3. Kedua puluh unsur ini termasuk unsur-unsur utama dan nomor golongannya dibubuhi huruf A sedangkan pada unsur-unsur transisi dan nomor golngannya dibubuhi huruf B.

Unsur-unsur yang terletak pada lajur tegak disebut golongan. Golongan-golongan diberi nomor I, II, III, dan seterusnya. Misalnya Golongan II terdiri dari unsur-unsur berilium, magnesium, dan kalsium. Unsur-unsur dalam deret mendatar disebut periode. Misalnya, delapan unsur-unsur mulai natrium sampai argon terletak dalam periode.

Perhatikan pula struktur elektron  tersebut mempunyai pola yang sama. Dari litium sampai neon, banyaknya elektron pada kulit terluar bertambah dari periode 1 sampai 8. Kemudian terulang lagi pada periode berikutnya dari natrium pada periode 1 sampai argon pada periode 8. Dalam setiap golongan, banyaknya elektron pada kulit terluar setiap unsur selalu sama sesuai nomor golongannya. Misalnya, fluor dan klor keduanya merupakan unsur-unsur yang terletak pada golongan VII, maka kedua unsur tersebut memiliki 7 elektron pada kulit terluarnya. Struktur elektron sangat penting untuk memahami sifat-sifat unsur pada Tabel Sistem Periodik..

 

Menentukan Letak Unsur dalam sistem Periodik Unsur Berdasarkan Konfigurasi Elektron Mekanika Kuantum

Elektron valensi adalah elektron pada kulit terluar atau elektron yang dapat digunakan untuk membentuk ikatan. Unsurunsur pada satu golongan mempunyai jumlah elektron valensi yang sama. Ciri-ciri elektron valensi menurut golongannya dapat dilihat pada tabel berikut

Oleh karena itu, dengan mengetahui nomor atom atau susunan elektron suatu unsur, kita akan dapat menentukan letak unsur itu dalam sistem periodik. Bilangan kuantum utama untuk orbital s dan p sama dengan nomor periodenya sehingga dapat ditulis sebagian ns dan np, untuk orbital d nomor periodenya adalah kurang satu atau (n – 1)d sedangkan untuk orbital f adalah (n – 2)f. Unsur-unsur golongan utama mempunyai elektron valensi sama dengan nomor golongannya. Misalnya: semua unsur golongan VIIA mempunyai elektron valensi = 7 (ns² + np⁵). Unsur-unsur transisi mempunyai elektron valensi ns², (n – 1)d^1–10.

Hal ini berarti bahwa:

1.  Apabila elektron terakhir suatu unsur mengisi orbital 4s atau 4p, maka unsur itu terletak pada periode 4.
2.  Apabila elektron terakhir dari suatu unsur mengisi orbital 4d, berarti unsur itu terletak pada periode 5.
3. Apabila elektron terakhir dari suatu unsur mengisi orbital 4f, berarti unsur itu terletak pada periode 6.

Hubungan jumlah elektron pada orbital terakhir dengan nomor golongan adalah sebagai berikut.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

               

Read More

PERKEMBANGAN MODEL ATOM

Konsep atom pertama kali dikemukakan oleh Demokritos. Namun, konsep atom yang dikemukakan Demokritos tidak didukung oleh eksperimen yang meyakinkan, sehingga tidak dapat diterima oleh beberapa ahli ilmu pengetahuan dan filsafat.

Pengembangan konsep atom-atom melalui eksperimen atau secara ilmiah baru dimulai oleh John Dalton (1805), kemudian dilanjutkan oleh Thomson (1897), Rutherford (1911) dan disempurnakan oleh Bohr (1914). Hasil eksperimen yang memperkuat konsep atom ini menghasilkan gambaran mengenai susunan partikel-partikel tersebut di dalam atom. Gambaran ini berfungsi untuk memudahkan dalam memahami sifat-sifat kimia suatu atom. Gambaran susunan partikel-partikel dasar dalam atom disebut model atom. Berikut ini paparan dari masing-masing model atom tersebut.

1. MODEL ATOM DALTON

Berdasarkan pemikiran bahwa konsep atom Democritus sesuai dengan Hukum Kekekalan Massa dari Lavoisier (berbunyi: massa zat sebelum dan sesudah reaksi sama) dan Hukum Perbandingan Tetap dari Proust (berbunyi: perbandingan massa unsur-unsur dalam suatu senyawa adalah tetap dan tertentu), maka John Dalton tahun 1805 merumuskan teori atom sebagai berikut.

a.        Materi tersusun atas partikel-partikel kecil 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 dua 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

Hipotesis Dalton digambarkan dengan model atom sebagai bola pejal seperti pada tolak peluru.

Gambar 1. Model atom Dalton, seperti bola pejal

Dalam perkembangannya tidak semua teori atom Dalton benar. Kelemahan dari teori atom Dalton tidak dapat menerangkan suatu larutan dapat menghantarkan listrik. Bagaimana mungkin suatu bola pejal dapat menghantarkan listrik, padahal listrik adalah elektron yang bergerak. Berarti ada partikel lain yang dapat menyebabkan terjadinya daya hantar listrik. Karena ada banyak hal yang tidak dapat diterangkan oleh teori atom Dalton, maka para ilmuwan terdorong untuk melakukan penyelidikan lebih lanjut tentang rahasia atom.

2.      MODEL ATOM THOMSON

Pada tahun 1897, Joseph John Thomson dari Inggris melakukan serangkaian eksperimen. Melalui eksperimen dengan tabung sinar katode Joseph John Thomson berhasil menemukan berkas partikel yang bermuatan negatif. Partikel bermuatan negatif dalam atom ini yang disebut elektron.

Gambar 2. Percobaan Tabung Sinar Katoda

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.

Gambar 3. Model atom Thomson seperti roti kismis

Thomson juga mampu menghitung perbandingan muatan terhadap massa elektron. Besarnya muatan dalam elektron ditemukan oleh Robert Andrew Milikan (1908) melalui percobaan tetes minyak Milikan seperti gambar berikut.

Gambar 4 . Diagram Percobaan Tetes Minyak Milikan

Minyak disemprotkan ke dalam tabung yang bermuatan listrik. Akibat gaya tarik gravitasi akan mengendapkan tetesan minyak yang turun. Bila tetesan minyak diberi muatan negatif maka akan tertarik kekutub positif medan listrik. Hasil percobaan Milikan dan Thomson diperoleh muatan elektron -1,6022 x 10^-19 Coulomb dan massa elektron 9,10938  x 10^-28 gram.

3. MODEL ATOM RUTHERFORD

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.Kelemahan dari model atom Thomson ini tidak dapat menjelaskan susunan muatan positif dan negatif dalam bola atom tersebut.

Eugene Goldstein (1886) melakukan eksperimen menggunakan tabung sinar katoda yang sudah dimodifikasi, yaitu dengan memberi lubang-lubang pada lempeng katoda.

Gambar 5. Percobaan Goldstein untuk Mempelajari Partikel Positif

Ternyata pada saat terbentuk elektron yang menuju anoda terbentuk pula sinar positif yang menuju arah berlawanan melewati lubang pada katoda. Setelah berbagai gas dicoba dalam tabung ini, ternyata gas hidrogenlah yang menghasilkan sinar muatan positif yang paling kecil baik massa maupun muatannya, sehingga partikel ini disebut dengan proton.

Penemuan Goldstein ini didukung dengan penelitian Ernest Rutherford dengan  penembakan parttikel alpha pada pelat emas yang sangat tipis. Dari hasil eksperimennya, ternyata terdapat partikel yang diteruskan, dibelokkan atau dipantulkan. Berarti di dalam atom terdapat susunan-susunan partikel bermuatan positif dan negatif.  Berdasarkan  model atom Rutherford:

a.       Atom tersusun dari inti atom yang bermuatan positif pada pusat atom, serta elektron-elektron yang bermuatan negatif dan bergerak mengelilingi inti,

b.      Sebagian besar volume atom merupakan ruang kosong,

c.   Jumlah proton dalam inti sama dengan jumlah elektron yang mengelilingi inti, sehingga atom bersifat netral

 

Gambar 6. Model atom Rutherford

Berdasarkan teori fisika, gerakan elektron mengitari inti disertai pemancaran energi sehingga lama kelamaan energi elektron akan berkurang. Elektron berbeda muatan dengan inti atom, maka  elektron akan jatuh ke inti. Rutherford belum bisa menjelaskan hal tersebut.

Rutherford juga  berhasil menghitung bahwa massa partikel bermuatan positif  itu kira-kira 1.837 kali massa elektron. Pada tahun 1919 partikel tersebut dinamai proton Massa 1 proton = 1,67262 x 10^–24 gram dan muatannya   1,6022 x 10^-19 Coulomb.  Massa proton = 1 sma (satuan massa atom) dan muatan proton = +1.

Pada tahun 1932 James Chadwick  melakukan eksperimen penembakan partikel alfa pada inti atom berilium (Be). Dari hasil percobaan ditemukan adanya partikel bersifat netral atau tidak bermuatan dan massanya hampir sama dengan proton. Partikel ini disebut neutron .

Gambar 7. Susunan Proton dan Neutron dalam Inti Atom

Massa sebuah neutron adalah 1,67493 × 10^-24 gram, hampir sama atau boleh dianggap sama dengan massa sebutir proton. Dengan penemuan ini para ilmuwan percaya bahwa inti atom tersusun atas dua partikel, yaitu proton (partikel yang bermuatan positif) dan neutron (partikel yang tidak bermuatan). Proton dan neutron mempunyai nama umum,nucleon. Jadi atom tersusun atas inti atom (proton dan neutron) dan kulit atom (eletron).

4.      MODEL ATOM NIELS BOHR

Kelemahan dari Rutherford diperbaiki oleh Niels Bohr dengan percobaannya menganalisa spektrum warna dari atom hidrogen yang berbentuk garis. Hipotesis Bohr adalah :

a.       Atom terdiri dari inti yang bermuatan positif dan dikelilingi oleh elektron yang bermuatan negatif di dalam suatu lintasan (orbit).

b.      Elektron di dalam atom beredar mengelilingi inti atom pada lintasan yang dikenal sebagai keadaan gerakan yang stasioner (tetap) dengan tingkat energi yang dinyatakan dengan n (n = bilangan bulat positif 1, 2, 3…)

c.       Sepanjang elektron berada dalam lintasan stasioner, energi akan konstan. Sehingga tidak ada energi yang dipancarkan maupun diserap.

d.      Elektron dapat berpindah dari satu lintasan ke yang lain dengan menyerap atau memancarkan energi sehingga energi elektron atom itu tidak akan berkurang. Jika berpindah lintasan ke lintasan yang lebih tinggi maka elektron akan menyerap energi. Jika beralih ke lintasan yang lebih rendah maka akan memancarkan energi.

Model atom Bohr digambarkan sebagai berikut.

 

Gambar 8. Model atom Bohr

Menurut model atom Bohr, atom terdiri dari beberapa kulit/lintasan yang didalamnya terdapat sejumlah tertentu elektron. Di sisi lain, model atom ini hanya dapat menerangkan atom-atom yang memiliki elektron tunggal seperti gas hidrogen, tetapi tidak dapat menerangkan spektrum warna dari atom-atom yang memiliki elektron banyak. 

1.      Teori Atom Mekanika Kuantum

Kelemahan teori atom Bohr menimbulkan pertanyaan mengapa elektron di dalam atom Bohr dibatasi untuk mengorbit di sekeliling inti pada jarak tertentu. Pada tahun 1942 ilmuan Louis de Broglie mengemukakan pendapat bahwa ”bila gelombang cahaya dapat berperilaku seperti aliran partikel (foton) maka partikel seperti elektron dapat memiliki sifat gelombang”. Hal ini memunculkan sifat dualisme elektron, yaitu elektron dapat dipandang sebagai partikel dan sebagai gelombang.

Tidak mungkin menentukan kecepatan sekaligus posisi elektron dalam ruang secara pasti, yang dapat ditentukan adalah kebolehjadian menemukan elektron pada jarak  tertentu dari inti atom. Lintasan elektron bukan berbentuk garis tapi sebuah ruang. Elektron boleh jadi ditemukan dalam ruang itu. Ruang-ruang itu disebut orbital.

 

Dengan adanya teori probabilitas maka hilanglah pengertian bahwa elektron beredar mengelilingi inti menurut suatu lingkaran dan selalu berada pada lingkaran tersebut.

Erwin Schrodinger seorang ahli fisika dari Austria, berhasil merumuskan persamaan gelombang untuk menggambarkan gerakan elektron pada atom. Schrodinger memperhitungkan dualisme sifat elektron, yaitu sebagai partikel dan sebagai gelombang dalam suatu persamaan yang memperkenalkan mekanisme gelombang. Model atom dengan menggunakan persamaan gelombang ini disebut model atom modern atau teori mekanika kuantum.

Menurut model atom modern, elektron-elektron dalam atom mengelilingi inti atom pada tingkat energi tertentu. Suatu kulit terdiri atas suatu kumpulan dari satu orbital atau lebih. Orbital adalah daerah dengan peluang terbesar untuk menemukan elektron. Berdasarkan teori atom mekanika kuantum, dapat ditentukan struktur elektronik atom.

 

 

 

 

Read More