Larutan asam-basa

LARUTAN ASAM-BASA

A. KONSEP ASAM-BASA

• Asam adalah senyawa yang memliki tingkat keasaman atau pH <7
• Basa adalah senyawa yang memiliki tingkat keasaman atau pH >7.   

     

  1. Teori Arrhenius

• Asam didefinisikan sebagai zat yang menghasilkan ion hidronium (H3O+) atau ion hidrogen (H+) apabila dilarutkan dalam air
• Basa didefinisikan sebagai zat yang menghasilkan ion hidroksida (OH-) jika dilarutkan dalam air

    2. Teori Bronsted-Lowry

• Asam adalah spesi yang memberikan (donor) proton, sementara 
• Basa adalah spesi yang bertindak sebagai penerima (akseptor) proton dalam reaksi transfer proton.

    3. Teori Lewis

• Asam adalah penerima (akseptor) pasangan elektron bebas, sedangkan 
• Basa adalah pemberi (donor) pasangan elekron bebas .

B. SIFAT LARUTAN ASAM-BASA
    
   1.   Asam

• Rasanya masam
• Mengubah lakmus biru menjadi merah (pH <7)
• Bersifat korosif
• Dapat bereaksi dengan basa

   2.   Basa

• Rasanya pahit
• Mengubah lakmus merah menjadi biru (pH >7)
• Jika mengenai kulit akan terasa licin
• Bersifat kausik
• Bereaksi dengan minyak menghasilkan gliserin dan asam lemak

C. IDENTIFIKASI ASAM-BASA

• Menggunakan kertas lakmus
• Menggunakan indikator universal
• Menggunakan indikator alami
• Menggunakan larutan indikator buatan
• Menggunakan pH meter

https://books.google.co.id/books?id=bFFJDwAAQBAJ&pg=PA85&dq=larutan+asam+basa+anorganik&hl=id&sa=X&ved=0ahUKEwjFrtOggPvkAhWVXCsKHckGB7QQ6AEIKDAA#v=onepage&q=larutan%20asam%20basa%20anorganik&f=true

Ikatan dan Unsur Kimia

IKATAN DAN UNSUR KIMIA

Ikatan Kimia adalah interaksi yang menjelasakan hubungan antar atom sehingga menjadi molekul ion, kristal, dan spesies yang stabil lainnya.

Ikatan Kimia

Dalam ikatan kimia, cara yang diambil unsur supaya dapat mengikuti gas mulia, yaitu:

1. melepas atau menerima elektron;

2. pemakaian bersama pasangan elektron.

Ikatan kimia yang akan dibahas kali ini terdapat tiga jenis ikatan yaitu ikatan ion, ikatan kovalen, dan ikatan logam. Sebelum memahami ketiga janis ikatan tersebut, terlebih dahulu sahabat harus memahami arti dari ikatan kimia itu sendiri.

1) Ikatan 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.

Ikatan ion adalah ikatan yang terjadi akibat perpindahan elektron dari satu atom ke atom lain (James E. Brady, 1990). Ikatan ion terbentuk antara atom yang melepaskan electron (logam) dengan atom yang menangkap elektron (bukan logam). Atom logam, setelah melepaskan elektron berubah menjadi ion positif.

Sifat-sifat fisika senyawa ionik pada umumnya: 

1.Pada suhu kamar berwujud padat.

2. Struktur kristalnya keras tapi rapuh.

3. Mempunyai titik didih dan titik leleh tinggi. 

4.Larut dalam pelarut air tetapi tidak larut dalam pelarut organik.

5.Tidak menghantarkan listrik pada fase padat, tetapi pada fase cair (lelehan) dan larutannya menghantarkan listrik.

Ikatan ion terbentuk antara:

1. Ion positif dengan ion negatif.

2. Atom-atom berenergi potensial ionisasi kecil dengan atom-atom berafinitas elektron besar (Atom-atom unsur golongan IA, IIA dengan atom-atom unsur golongan VIA, VIIA).

3. Atom-atom dengan keelektronegatifan kecil dengan atom-atom yang mempunyai keelektronegatifan besar.

Contoh Ikatan Ion

Contoh yang paling umum dari ikatan ion yaitu  pembentukan natrium klorida di mana sebuah atom natrium menggabungkan dengan atom klorin.

Mari kita lihat pada konfigurasi elektronik masing-masing.

Natrium (Na): 2,8,1 dan Klorin (Cl): 2, 8, 7.

Dengan demikian, kita melihat bahwa sebuah atom klorin membutuhkan satu elektron untuk mencapai konfigurasi terdekat yakni gas mulia Argon (2,8,8). Sebuah atom natrium, di sisi lain, membutuhkan untuk menyingkirkan elektron tunggal di kulit terluar untuk memperoleh konfigurasi terdekat mulia yaitu gas Neon (2,8).

Ikatan Ion Nacl

Ikatan Ion pada Natrium klorida (NaCl)

Dalam skenario seperti itu, atom natrium menyumbangkan elektron terluar pada atom klorin, yang hanya membutuhkan satu elektron untuk mencapai konfigurasi oktet. Ion natrium menjadi bermuatan positif karena kehilangan elektron, sedangkan ion klorida menjadi bermuatan negatif karena penambahan sebuah elektron tambahan. Ion yang bermuatan berlawanan terbentuk, tertarik satu sama lain dan mengakibatkan membentuk ikatan ion.

2) Ikatan Kovalen

Ikatan kovalen terjadi karena pemakaian bersama pasangan elektron oleh atom-atom yang berikatan. Pasangan elektron yang dipakai bersama disebut pasangan elektron ikatan (PEI) dan pasangan elektron valensi yang tidak terlibat dalam pembentukan ikatan kovalen disebut pasangan elektron bebas (PEB). Ikatan kovalen umumnya terjadi antara atom-atom unsur nonlogam, bisa sejenis (contoh: H2, N2, O2, Cl2, F2, Br2, I2) dan berbeda jenis (contoh: H2O, CO2, dan lain-lain). Senyawa yang hanya mengandung ikatan kovalen disebut senyawa kovalen.

Berdasarkan lambang titik Lewis dapat dibuat struktur Lewis atau rumus Lewis. Struktur Lewis adalah penggambaran ikatan kovalen yang menggunakan lambang titik Lewis di mana PEI dinyatakan dengan satu garis atau sepasang titik yang diletakkan di antara kedua atom dan PEBdinyatakan dengan titik-titik pada masing-masing atom.

Macam-macam ikatan kovalen:

1. Berdasarkan jumlah PEI-nya ikatan kovalen dibagi 3:

• Ikatan kovalen tunggal

Ikatan kovalen tunggal yaitu ikatan kovalen yang memiliki 1 pasang PEI.

Contoh: H2, H2O (konfigurasi elektron H = 1; O = 2, 6)

• Ikatan kovalen rangkap dua

Ikatan kovalen rangkap 2 yaitu ikatan kovalen yang memiliki 2 pasang PEI.

Contoh: O2, CO2 (konfigurasi elektron O = 2, 6; C = 2, 4)

• Ikatan kovalen rangkap tiga

Ikatan kovalen rangkap 3 yaitu ikatan kovalen yang memiliki 3 pasang PEI.

Contoh: N2 (Konfigurasi elektron N = 2, 5)

2. Berdasarkan kepolaran ikatan, ikatan kovalen dibagi 2:

• Ikatan kovalen polar

Ikatan kovalen polar adalah ikatan kovalen yang PEInya cenderung tertarik ke salah satu atom yang berikatan. Kepolaran suatu ikatan kovalen ditentukan oleh keelektronegatifan suatu unsur. Senyawa kovalen polar biasanya terjadi antara atom-atom unsur yang beda keelektronegatifannya besar, mempunyai bentuk molekul asimetris, mempunyai momen dipol [μ = hasil kali jumlah muatan (q) dengan jaraknya (r)] ≠ 0.

• Ikatan kovalen nonpolar

Ikatan kovalen nonpolar yaitu ikatan kovalen yang PEInya tertarik sama kuat ke arah atom-atom yang berikatan. Senyawa kovalen nonpolar terbentuk antara atom-atom unsur yang mempunyai beda keelektronegatifan nol atau mempunyai momen dipol = 0 (nol) atau mempunyai bentuk molekul simetri.

3. Ikatan kovalen koordinasi

Ikatan kovalen koordinasi adalah ikatan kovalen yang PEInya berasal dari salah satu atom yang berikatan.

Contoh:

NH4+

NH3 + H+ → NH4+

Sifat-sifat fisik senyawa kovalen: 

1.Pada suhu kamar berwujud gas, cair (Br2), dan ada yang padat (I2);

2. Padatannya lunak dan tidak rapuh; 

3. Mempunyai titik didih dan titik leleh rendah. 

4. Larut dalam pelarut organik tapi tidak larut dalam air; 

5. Umumnya tidak menghantarkan listrik.

3) Ikatan Logam

Ikatan logam adalah ikatan kimia yang terbentuk akibat penggunaan bersama elektron-elektron valensi antaratomatom logam. Contoh: logam besi, seng, dan perak. Ikatan logam bukanlah ikatan ion atau ikatan kovalen. Salah satu teori yang dikemukakan untuk menjelaskan ikatan logam adalah teori lautan elektron.

Contoh terjadinya ikatan logam. Tempat kedudukan elektron valensi dari suatu atom besi (Fe) dapat saling tumpang tindih dengan tempat kedudukan elektron valensi dari atom-atom Fe yang lain. Tumpang tindih antarelektron valensi ini memungkinkan elektron valensi dari setiap atom Fe bergerak bebas dalam ruang di antara ion-ion Fe+ membentuk lautan elektron. Karena muatannya berlawanan (Fe2+ dan 2 e–), maka terjadi gaya tarik-menarik antara ion-ion Fe+ dan elektron-elektron bebas ini. Akibatnya terbentuk ikatan yang disebut ikatan logam.

Adanya ikatan logam menyebabkan logam bersifat: 

1.Pada suhu kamar berwujud padat, kecuali Hg; 

2. Keras tapi lentur/dapat ditempa; 

3. Mempunyai titik didih dan titik leleh yang tinggi; 

4. Penghantar listrik dan panas yang baik; 

5. Mengkilap.

Semoga apa yang diulas diatas bermanfaat bagi pembaca. Sekian dan terimakasih.:)

https://m.utakatikotak.com/kongkow/detail/10121/Ikatan-Kimia-Pengertian-Jenis-Ikatan-Beserta-Contohnya

https://www.gurupendidikan.co.id/ikatan-ion/

Bilangan kuantum dan konfigurasi elektron

BILANGAN KUANTUM

Bilangan kuantum adalah bilangan yang menyatakan kedudukan atau posisi elektron dalam atom yang diwakili oleh suatu nilai yang menjelaskan kuantitas kekal dalam sistem dinamis (wikipedia).

Jenis
Jenis bilangan kuantum adalah: 

1.  Bilangan kuantum utama (n) yang menyatakan tingkat energi.

2. Bilangan kuantum azimut/momentum sudut (l) yang menyatakan bentuk orbital, kalau singkatnya mah orbitalnya ini tuh punya berapa kamar. 

3. Bilangan kuantum magnetik (m) yang menyatakan orientasi orbital dalam ruang tiga dimensi, jadi si elektron itu ada di kamar berapa.

4. Bilangan kuantum spin (s) yang menyatakan arah elektron pada sebuah atom, jadi arah si elektron dalam kamar(orbital)nya itu gimana sih.

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 kulit atom dinyatakan dengan huruf K,L,M,N dan seterusnya. Jadi kalau buat memahaminya sih kita gk perlu ribet, bayangin aja ini sebagai lantai dari sebuah hotel yang dinyatakan dengan simbol huruf dari K sampai seterusnya.

contoh:

n=1 elektron berada pada kulit K;

n=2 elektron berada pada kulit L;

n=3 elektron berada pada kulit M;

n=4 elektron berada pada kulit 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.

Bilangan kuantum azimut / 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 (l) "huruf L kecil". Bilangan kuantum azimut juga berhubungan dengan jumlah subkulit. Nilai ini menggambarkan subkulityang dimana elektron berbeda. Untuk subkulit 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 nilai n tertentu, l mempunyai nilai bilangan bulat yang mungkin dari 0 sampai (n-1). Bila n-1 hanya ada satu nilai l yakini l =n-1=1-1=0. Bila n=2, ada nilai l, yakni 0 dan 1. Bila n=3, ada tiga nilai l, yakni 0,1 dan 2. Nilai l biasanya ditandai dengan huruf s, p, d, f...sebagai berikut : 

Jadi bila l =0, kita mempunyai sebuah orbital s; bila l =1, kita mempunyai orbilat f; dan seterusnya.

Sekumpulan orbital-orbital dengan nilai n yang sama seringkali disebut kulit. Satu atau lebih orbital dengan nilai n dan l yang sama dirujuk selalu subkulit. Misalnya kulit dengan n=2 terdiri atas 2 subkulit, l=0 dan 1 (nilai-nilai l yang diizinkan untuk n=2). Subkulit-subkulit ini disebut subkulit 2s dan subkulit 2p di mana 2 melambangkan nilai n, sedangan s dan p melambangkan nilai l.

Tabel dibawah ini menunjukkan keterkaitan jumlah kulit dengan banyaknya subkulit serta jenis subkulit dalam suatu atom.

                       

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.

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 dan Diagram Orbital

Dalam penulisan konfigurasi elektron dan diagram orbital perlu berlandaskan pada tiga prinsip utama yaitu prinsip aufbau, aturan Hund dan aturan penuh setengah penuh.

Azas Aufbau

Azas Aufbau menyatakan bahwa :“Pengisian elektron dimulai dari subkulit yang berenergi paling rendah dilanjutkan pada subkulit yang lebih tinggi energinya”. Dalam setiap sub kulit mempunyai batasan elektron yang dapat diisikan yakni :

Subkulit s maksimal berisi 2 elektron

Subkulit p maksimal berisi 6 elektron

Subkulit d maksimal berisi 10 elektron

Subkulit f maksimal berisi 14 elektron

Berdasarkan ketentuan tersebut maka urutan pengisian (kofigurasi) elektron mengikuti tanda panah pada gambar berikut!

Berdasarkan diagram di atas dapat disusun urutan konfigurasi elektron sebagai berikut :

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² …. dan seterusnya.

Keterangan :

Jumlah elektron yang ditulis dalam konfigurasi elektron merupakan jumlah elektron maksimal dari subkulit tersebut kecuali pada bagian terakhirnya yang ditulis adalah elektron sisanya. Perhatikan contoh di bawah ini :

Jumlah elektron Sc adalah 21 elekron kemudian elektron-elektron tersebut kita isikan dalam konfigurasi elektron berdasarkan prinsip aufbau di atas. Coba kalian perhatikan, ternyata tidak selalu kulit yang lebih rendah ditulis terlebih dahulu (4s ditulis dahulu dari 3d). Hal ini karena semakin besar nomor kulitnya maka selisih energi dengan kulit di atasnya semakin kecil sementara jumlah sub kulitnya semakin banyak sehingga terjadi tumpang tindih urutan energi sub kulitnya. Untuk mempermudah penilisan tingkatenerginya digunakan prinsip aufbau di atas. Untuk keteraturan penulisan, 3d boleh ditulis terlebih dahulu dari 4s namun pengisian elektronnya tetap mengacu pada prinsip aufbau. hal ini terkesan remeh tapi penting..... jadi bila kalian disuruh menuliskan bilangan kuantum dari elektron terakhir dari Sc maka elektron tersebut terletak pada sub kulit 3d bukan 4s, walau dalam penulisan terakhir sendiri adalah sub kulit 4s.....cirinya pada sub kulit 3d tidak terisi penuh elektron sedangkan sub kulit 4s nya terisi penuh.

Penulisan konfigurasi elektron dapat disingkat dengan penulisan atom dari golongan gas mulia yaitu : He (2 elektron), Ne (10 elektron), Ar (18 elektron), Kr (36 elektron), Xe (54 elektron) dan Rn ( 86 elektron). Hal ini karena pada konfigurasi elektron gas mulia setiap sub kulitnya terisi elektron secara penuh.

Skema yang digunakan untuk memudahkan penyingkatan sebagai berikut :

Contoh penyingkatan konfigurasi elektron :

Konfigurasi elektron dalam atom selain diungkapkan dengan diagram curah hujan, seringkali diungkapkan dalam diagram orbital. Ungkapan yang kedua akan bermanfaat dalam menentukan bentuk molekul dan teori hibridisasi.

Yang harus diperhatikan dalam pembuatan diagram orbital :

1. Orbital-orbital dilambangkan dengan kotak

2. Elektron dilambangkan sebagai tanda panah dalam kotak

3. Banyaknya kotak ditentukan berdasarkan bilangan kuantum magnetik, yaitu:

4. Untuk orbital-orbital yang berenergi sama dilambangkan dengan sekelompok kotak yang bersisian, sedangkan orbital dengan tingkat energi berbeda digambarkan dengan kotak yang terpisah.

5. Satu kotak orbital berisi 2 elektron, satu tanda panah mengarah ke atas dan satu lagi mengarah ke bawah. Pengisan elektron dalam kotak-kotak orbital menggunakan aturan Hund.

Aturan Hund

Friedrich Hund (1927), seorang ahli fisika dari Jerman mengemukakan aturan pengisian elektron pada orbital yaitu :

“orbital-orbital dengan energi yang sama, masing-masing diisi lebih dulu oleh satu elektron arah (spin) yang sama dahulu kemudian elektron akan memasuki orbital-orbital secara urut dengan arah (spin) berlawanan atau dengan kata lain dalam subkulit yang sama semua orbital masing-masing terisi satu elektron terlebih dengan arah panah yang sama kemudian sisa elektronnya baru diisikan sebagai elektron pasangannya dengan arah panah sebaliknya”.

Coba perhatikan contoh diagram elektron di bawah ini, khususnya pada bagian akhirnya :

Pada pengisian diagram orbital unsur S pada konfigurasi 3p4, 3 elektron diisikan terlebih dahulu dengan gambar tanda panah ke atas baru sisanya 1 elektron digambar dengan tanda panah ke bawah.

Larangan Pauli

Pada tahun 1928, Wolfgang Pauli (1900-1958) mengemukakan bahwa tidak ada dua elektron dalam satu atom yang boleh mempunyai keempat bilangan kuantum yang sama. Orbital yang sama akan mempunyai bilangan kuantum n, l, m yang sama. Dengan demikian, yang dapat membedakan hanya bilangan kuantum spin (s). Setiap orbital hanya dapat berisi 2 elektron dengan spin (arah putar) yang berlawanan.

Dengan adanya larangan Pauli ini, maka elektron yang dapat menempati suatu subkulit terbatas hanya dua kali dari jumlah orbitalnya. Jumlah maksimum elektron adalah sebagai berikut :

 
Silahkan perhatikan beberapa contoh dibawah ini :

Suatu atom unsur memiliki nomor atom 15. Tentukan :

1. Konfigurasi elektron berdasarkan uraian kelas 1
2. Gambaran orbital dari konfigurasi elektron yang telah anda buat
3. Ke empat bilangan kuantum dari elektron terakhir pada konfigurasi elektron

Aturan Penuh Setengah Penuh

Sifat ini berhubungan erat dengan hibridisasi elektron. Aturan ini menyatakan bahwa : “suatu elektron mempunyai kecenderungan untuk berpindah orbital apabila dapat membentuk susunan elektron yang lebih stabil.....untuk konfigurasi elektron yang berakhiran pada sub kulit d berlaku aturan penuh setengah penuh. Untuk lebih memahamkan teori ini perhatikan juga contoh di bawah ini :

₂₄Cr = 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁴  menjadi ₂₄Cr = 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d⁵

dari contoh terlihat apabila 4s diisi 2 elektron maka 3d kurang satu elektron untuk menjadi setengah penuh....maka elektron dari 4s akan berpindah ke 3d. hal ini juga berlaku untuk kasus :

₂₉Cu = 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁹  menjadi ₂₉Cu = 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d¹⁰

Penentuan Periode dan Golongan Suatu Unsur

Untuk menentukan letak periode suatu unsur relatif mudah. Periode suatu unsur sama dengan nomor kulit terbesarnya dalam konfigurasi elektron. musalnya :

₂₄Cr = 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d⁵

Nomor kulit terbesarnya adalah 4 (dalam 4s1) maka Cr terletak dalam periode 4

Sedangkan untuk menentukan golongan menggunakan tabel. Bila subkulit terakhirnya pada s atau p maka digolongkan dalam golongan A (utama) sedangkan bila subkulit terakhirnya pada d maka digolongkan dalam golongan B (transisi). Lebih lengkapnya coba perhatikan tabel di bawah ini :

Coba kalian perhatikan tabel di atas. Untuk memudahkan pengingatan golongan A dimulai dari golongan I A sedangkan golongan B dimulai dari III B. selain itu jika subkulit terakhirnya p atau d maka sub kulit s sebelumnya diikutkan. Pada golongan VI B dan I B berlaku aturan penuh setengah penuh.

Sebagai contoh :

₂₄Cr = 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d⁵

Periode = 4

Golongan = VI B

Sekian dan terima kasih :)

http://mighrofah.blogspot.com/2016/09/bilangan-kuantum-dan-konfigurasi.html?m=1

ILMU KIMIA dan ATOM

ILMU KIMIA

Ilmu Kimia berasal dari bahasa Arab, yaitu al-kimia yang berarti perubahan materi, oleh ilmuwan Arab Jabir bin Hayyan (700-778M). Dari kata al-kimia diatas, dapat disimpulkan secara singkat bahwa ilmu kimia berarti: ilmu yang mempelajari rekayasa materi, yaitu mengubah materi menjadi materi lain.

Jadi secara lengkapnya kimia merupakan suatu bagian dari ilmu yang mempelajari tentang sebuah peristiwa atau fenomena yang terjadi di alam, yang mempelajari materi mengenai struktur dan sifat materi(zat), perubahan materidan energi yang turut serta dalam perubahan suatu zat atau materi tersebut. 

Ilmu kimia merupakan ilmu yang mempelajari tentang komposisi, struktur, sifat dan perubahan dari suatu zat. Ilmu ini akan erat kaitannya dengan permasalahan-permasalahan sifat suatu unsur dan atom, bagaimana pembentukan suatu senyawa, bagaimana atom berikatan satu dengan lainnya, apa kegunaan dari suatu material, bagaimana reaksi yang dapat dimanfaatkan dalam kehidupan manusia. 

Oleh karena luasnya bahasan dalam ruang lingkup kimia, ilmu kimia seringkali dikatakan sebagai central sains atau pusat dari ilmu pengetahuan dikarenakan merupakan dasar ilmu pengetahuan pada ilmu apapun, seperti biologi, fisika, geologi bahkan astronomi berkaitan dengan kimia.

  Perkembangan Ilmu Kimia

a. Sekitar tahun 3500 SM, di Mesir Kuno sudah mempraktekkan reaksi                kimia (misal : cara membuat anggur dan pengawetan mayat).

b. Pada abad ke-4 SM, para filosofis Yunani yaitu Democritus dan                       Aristoteles mencoba memahami hakikat materi.
           • Menurut Democritus, setiap materi terdiri dari partikel kecil yang.                                   disebut atom.                   
           • Menurut Aristoteles, materi terbentuk dari 4 jenis unsur yaitu :                                       tanah, air, udara dan api.

c. Abad pertengahan (tahun 500-1600), yang dipelopori oleh para ahli                 kimia Arab dan Persia.     

            • Kimia lebih mengarah ke segi praktis. Dihasilkan berbagai jenis zat 
               seperti : alkohol, arsen, zink asam iodida, asam sulfat dan asam
               nitrat. 

d. Abad ke-18, muncul istilah Kimia Modern. Dipelopori oleh ahli kimia 
           Perancis Antoine Laurent Lavoisier (tahun 1743-1794) yang berhasil 
           mengemukakan hukum kekekalan massa. 
   
e. Tahun 1803, seorang ahli kimia Inggris bernama John Dalton (tahun 
           1766-1844) mengajukan teori atom untuk pertama kalinya. Sejak itu,
           ilmu kimia terus berkembang pesat hingga saat ini. 

  Kimia fokusnya mempelajari tentang materi

• Materi (zat) adalah segala sesuatu yang mempunyai masa dan volume.
• Semua benda (besar atau kecil) terbentuk dari materi

      • Zat adalah suatu materi yang mempunyai sifat-sifat sama pada seluruh.      maupun sebagian kecil dari materi tersebut

      • Sifat adalah tabiat yang menjadi ciri-ciri suatu zat tertentu.

Materi tersusun atas partikel-partikel, antara partikel satu dengan yang lain terdapat jarak/kerapatan.

                        Perbedaan kerapatan menentukan wujud suatu materi

     

 MENGELOMPOKKAN SIFAT-SIFAT MATERI

Materi (zat) adalah suatu yang menempati ruang dan mempunyai masa dan volume. Batu, kayu, daun, padi, air, udara, merupakan beberapa contoh materi.  

•Sifat Ekstensif : sifat materi yang bergantung pada jumlah dan ukuran zat,                                misal nya volume, massa dan berat.

•Sifat Intensif : sifat materi yang tidak bergantung pada jumlah ukuran zat,                              misalkan warna, bau, membeku, mencair, melarut,                                               menguap dan menyumblim. 

  Pengembangan Teori Atom dan Modelnya

   

    A. Teori Atom Dalton

Teori atom Dalton adalah teori mengenai atom yang dikemukakan oleh ilmuwan berkebangsaan Inggris, John Dalton. Pada tahun 1808. Teori atom Dalton adalah teori paling tua mengenai penjelasan tentang atom. Dalton menjelaskan bahwa atom merupakan suatu zat yang tidak bisa dibagi – bagi lagi.

Toeri atom dalton merupakan teori atom pertama yang dikemukakan oleh John Dalton (1808), seorang fisikawan asal Inggris. Dalam mengemukakan teorinya terkait struktur atom yang berdasarkan penelitian yang dikemukakannya dalam A New System of Chemical Philosiphy. Dimana john Dalton menjelaskan bahwasanya atom merupakan suatu zat yang tidak dapat dibagi lagi dan merupakan struktur terkecil dari suatu materi.

Model atom Dalton

    B. Teori Atom Thomson

Setelah teori atom Dalton muncul dan mulai berkembang pada tahun 1903. Hal tersebut memicu para ilmuan lain pun mulai meneliti terkait struktur atom dengan berbagai penerapan dan percobaan setiap peneliti. Salah satunya adalah J.J Thomson.

Dengan menggunakan hasil penelitian dan penemuan tabung katode oleh William Crookers. Kemudian J.J Thomson pun mulai meneliti terkait sinar katode yang mampu menggerakan baling-baling dalam percobaan tabung katode. Dari hasil percobaan tabung katode tersebut dapat dipastikan bahwa sinar katode merupkan salah satu perikel penyusun dalam atom yang bermuatan negatif.

Dengan hasil percobaan dan penelitian terkait struktur atom yang dilakukan oleh Thomson. Maka, Thomson pun menyatakan bahwa “Atom merupakan bola pejal yang bermuatan positif dan didalamya tersebar muatan negatif elektron”. Dimana, hasilnya disebut model atom roti kismis.

Model atom Thomson

    C. Teori Atom Rutherford

 

Berlanjut ke teori atom Rutherford. Memasuki tahun 1903 seorang peneliti dengan percobaan yang dilakukannya menyatakan bahwa teori atom yang dipaparkan oleh J.J Thomson belum tepat.

Mendengar hal tersebut mendorong Ernest Rutherford (1911) untuk melakukan percobaan untuk mencari struktur atom yang benar. Dengan bantuan dari kedua muridnya Hans Geiger dan Ernest Marsden. Rutherford melakukan eksperimen dengan menembakkan sinar alfa ke sebuah lepengan emas dengan partikel alfa yang percobaan ini dikenal dengan percobaan Geiger-Marsden. Saat melakukan tembakan sinar ke lempengn tersebut. Rutherford menemukan bahwa sinar alfa yang ditembakkan menghasilkan sinar yang dibelokkan, dipantulkan, dan diteruskan.

Model atom Rutherford

      D. Teori Atom Niels Bohr

Ditahun 1913, seorang pakar fisikawan asal Denmark dengan nama Niels Bohr menyatakan bahwasanya teori atom dari Rutherford dapat untuk disempurnakan kembali menjadi teori atom yang lebih baik. Dimana, Niels Bohr dengan percobaan yang dilakukan menggunakan teori kuantum dari Planck.

Dari percobaan yang dilakukannya ketika melihat penampakan sinar yang berada disekitar cahaya berupa bola pejal ataupun nyala api bahkan listrik tegangan tinggi. Dari hal tersebut Bohr pun menyempurnakan penelitian dari teori yang diajukan oleh Rutherford. Para ahli kadang memberikan istilah teori atom Rutherford-Bohr.

Berdasarkan hasil penelitian yang dilakukannya. Bohr pun mengemukakan teori yang di milikinya yang menyebutkan bahwa elektron yang bermuatan negatif berputar mengengelilingi inti atom yang bermuatan atom positif pada jalur lintasanya tersendiri. Dan setiap lintasan elektron yang memiliki orbitnya tersendiri memiliki kekuatannya elektronnya tersendiri.

Dengan elektron terluar merupakan elektron yang paling mudah lepas atau berpindah. Sedangkan, elektron yang paling dekat dengan inti merupakan elektron yang paling sulit untuk berpindah. Ketika elektronakan berpindah dari satu orbit ke orbit lain. Maka, diperlukan suatu energi yang berfungsi untuk memindahkan atau menghandatkan muatan elektron ke lintasan yang lemah atapun menarik ke lintasan yang terdekat dengan inti atom.

Model atom Niels Bohr

Dengan demikian, banyaknya orbit setiap atom dalam tabel periodik memiliki nilai tersendiri dan mempengaruhi banyaknya jumlah elektron pada setiap orbit tersebut. Namun, pada teori atom Bohr ini masih terdapat kekurangan yang sampai sekarang masih berusaha untuk disempurkana oleh setiap ilmuan yang ada.

Daftar pustaka :

https://www.gurupendidikan.co.id/ilmu-kimia/

https://enjiner.com/struktur-atom/

Sumber foto : 

kokimia.com

mfyeni.wordpress.com

Laboratoria.com

wikipedia.com

wikimedia.com

Enjiner.com

                     

Sekian dan terima kasih. Semoga bermanfaat ya teman-teman:)