Jurusan keperawatan sekolah tinggi ilmu kesehatan muhammadiyah manado

Tabel periodik

Tabel konfigurasi electron

Bentuk tabel periodic berhubungan dekat dengan konfigurasi electron atom unsur-usnur. Sebagai contoh, semua unsur golongan 2 memiliki konfigurasi electron [E] (dengan [E] adalah konfigurasi gas inert), dan memiliki kemiripan dalam sifat-sifat kimia. Kelopak electron terluar atom sering dirunjuk sebagai “kelopak valensi” dana menetukan sifat-sifat kimia suatu unsur. Perlu diingat bahwa kemiripan dalam sifat-sifat kimia telah diketahui satu abad sebelumnya, sebelum pemikiran konfigurasi electron ada

Kelemahan asas Aufbau

Asas Aufbau begantung pada postulat dasar bahwa urutan energi orbital adalah tetap, baik untuk suatu unsur atau di antara unsur-unsur yang berbeda. Ia menganggap orbital-orbital atom sebagai "kotak-kotak" energi tetap yang mana dapat diletakkan dua elektron. Namun, energi elektron dalam orbital atom bergantung pada energi keseluruhan elektron dalam atom (atau ion, molekul, dsb). Tidak ada "penyelesaian satu elektron" untuk sebuah sistem dengan elektron lebih dari satu, sebaliknya yang ada hanya sekelompok penyelesaian banyak elektron, yang tidak dapat dihitung secara eksak^{[n 4]} (walaupun terdapat pendekatan matematika yang dapat dilakukan, seperti metode Hartree-Fock).

Ionisasi logam transisi

Aplikasi asas Aufbau yang terlalu dipaksakan kemudan menghasilkan paradoks dalam kimia logam transisi. Kalium dan kalsium muncul dalam tabel periodik sebelum logam transisi, dan memiliki konfigurasi elektron [Ar] 4s¹ dan [Ar] 4s² (orbital 4s diisi terlebih dahulu sebelum orbital 3d). Hal ini sesuai dengan kaidah Madelung, karena orbital 4s memiliki nilai n+l  = 4 (n = 4, l = 0), sedangkan orbital 3d n+l  = 5 (n = 3, l = 2). Namun kromium dan tembaga memiliki konfigurasi elektron [Ar] 3d⁵ 4s¹ dan [Ar] 3d¹⁰ 4s¹ (satu elektron melewati pengisian orbital 4s ke orbital 3d untuk menghasilkan subkelopak yang terisi setengah). Dalam kasus ini, penjelasan yang diberikan adalah "subkelopak yang terisi setengah ataupun terisi penuh adalah susunan elektron yang stabil".

Paradoks akan muncul ketika elektron dilepaskan dari atom logam transisi, membentuk ion. Elektron yang pertama kali diionisasikan bukan berasal dari orbital 3d, melainkan dari 4s. Hal yang sama juga terjadi ketika senyawa kimia terbentuk. Kromium heksakarbonil dapat dijelaskan sebagai atom kromium (bukan ion karena keadaan oksidasinya 0) yang dikelilingi enam ligan karbon monoksida; ia bersifat diamagnetik dan konfigurasi atom pusat kromium adalah 3d⁶, yang berarti bahwa orbital 4s pada atom bebas telah bepindah ke orbital 3d ketika bersenyawa. Pergantian elektron antara 4s dan 3d ini dapat ditemukan secara universal pada deret pertama logam-logam transisi.^{[n 5]}

Fenomena ini akan menjadi paradoks hanya ketika diasumsikan bahwa energi orbital atom adalah tetap dan tidak dipengaruhi oleh keberadaan elektron pada orbital-orbital lainnya. Jika begitu, maka orbital 3d akan memiliki energi yang sama dengan orbital 3p, seperti pada hidrogen. Namun hal ini jelas-jelas tidak demikian.

Pengecualian kaidah Madelung lainnya

Terdapat beberapa pengecualian kaidah Madelung lainnya untuk unsur-unsur yang lebih berat, dan akan semakin sulit untuk menggunakan penjelasan yang sederhana mengenai pengecualian ini. Adalah mungkin untuk memprediksikan kebanyakan pengecualian ini menggunakan perhitungan Hartree-Fock, yang merupakan metode pendekatan dengan melibatkan efek elektron lainnya pada energi orbital. Untuk unsur-unsur yang lebih berat, diperlukan juga keterlibatan efek relativitas khusus terhadap energi orbital atom, karena elektron-elektron pada kelopak dalam bergerak dengan kecepatan mendekati kecepatan cahaya. Secara umun, efek-efek relativistik ini cenderung menurunkan energi orbital s terhadap orbital atom lainnya.

Periode 5				Periode 6				Periode 7
Unsur	Z	Konfigurasi elektron		Unsur	Z	Konfigurasi elektron		Unsur	Z	Konfigurasi elektron
Itrium	39	[Kr] 5s^2 4d^1		Lantanum	57	[Xe] 6s^2 5d^1		Aktinium	89	[Rn] 7s^2 6d^1
				Serium	58	[Xe] 6s^2 4f^1 5d^1		Torium	90	[Rn] 7s^2 6d^2
				Praseodimium	59	[Xe] 6s^2 4f^3		Protaktinium	91	[Rn] 7s^2 5f^2 6d^1
				Neodimium	60	[Xe] 6s^2 4f^4		Uranium	92	[Rn] 7s^2 5f^3 6d^1
				Prometium	61	[Xe] 6s^2 4f^5		Neptunium	93	[Rn] 7s^2 5f^4 6d^1
				Samarium	62	[Xe] 6s^2 4f^6		Plutonium	94	[Rn] 7s^2 5f^6
				Europium	63	[Xe] 6s^2 4f^7		Amerisium	95	[Rn] 7s^2 5f^7
				Gadolinium	64	[Xe] 6s^2 4f^7 5d^1		Kurium	96	[Rn] 7s^2 5f^7 6d^1
				Terbium	65	[Xe] 6s^2 4f^9		Berkelium	97	[Rn] 7s^2 5f^9
Zirkonium	40	[Kr] 5s^2 4d^2		Hafnium	72	[Xe] 6s^2 4f^14 5d^2
Niobium	41	[Kr] 5s^1 4d^4		Tantalum	73	[Xe] 6s^2 4f^14 5d^3
Molibdenum	42	[Kr] 5s^1 4d^5		Tungsten	74	[Xe] 6s^2 4f^14 5d^4
Teknesium	43	[Kr] 5s^2 4d^5		Renium	75	[Xe] 6s^2 4f^14 5d^5
Rutenium	44	[Kr] 5s^1 4d^7		Osmium	76	[Xe] 6s^2 4f^14 5d^6
Rodium	45	[Kr] 5s^1 4d^8		Iridium	77	[Xe] 6s^2 4f^14 5d^7
Paladium	46	[Kr] 4d^10		Platinum	78	[Xe] 6s^1 4f^14 5d^9
Perak	47	[Kr] 5s^1 4d^10		Emas	79	[Xe] 6s^1 4f^14 5d^10
Kadmium	48	[Kr] 5s^2 4d^10		Raksa	80	[Xe] 6s^2 4f^14 5d^10
Indium	49	[Kr] 5s^2 4d^10 5p^1		Talium	81	[Xe] 6s^2 4f^14 5d^10 6p^1

2.6 Sistem Periodik Unsur

1. 
   Konfigurasi Electron dan Tabel Periodik
   

Konfigurasi elektron sangat erat hubungannya dengan system periodik unsur. Seperti telah kalian ketahui bahwa sifat-sifat unsure sangat tergantung pada jumlah elektron valensinya. Jika jumlah elektron luar yang mengisi orbital dalam subkulit sama dengan bilangan kuantum utama (n), maka atom unsur tersebut pasti terletak pada golongan yang sama (selain yang berbentuk ion). Sedangkan nilai n (bilangan kuantum utama) yang terbesar menunjuk nomor periode unsur tersebut dalam sistem periodic unsur. Misal konfigurasi elektron unsur K sebagai berikut:

19K : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1.

Nilai n terbesar adalah 4, maka K menempati periode 4.

Untuk menentukan golongan unsur dalam sistem periodic berdasarkan konfigurasi elektron, perlu dilihat pada jenis dan jumlah elektron terluar yang menempati kulit yang sama.

• 
  Golongan utama (Golongan A), pada golongan ini electron valensi menempati subkulit s atau subkulit s dan p.
  
• 
  Golongan transisi (Golongan B), pada golongan ini electron valensi menempati subkulit s dan d.
  
• 
  Untuk lantanida dan aktinida, elektron valensi menempati subkulit s dan f. Tapi jumlahnya tidak menentukan golongan, karena lantanida dan aktinida tidak mempunyai golongan.
  

Jika pengamatan kalian pada kegiatan mandiri benar, maka akan diketahui adanya hubungan antara konfigurasi electron atom unsur-unsur dengan sistem periodik, baik mengenai golongan maupun periodenya. Sehingga dapat dikatakan bahwa sistem periodik dapat digunakan untuk meramalkan konfigurasi elektron atom unsur-unsur.


Pembagian unsur-unsur menurut blok s , p, d, dan f

Tabel : Hubungan antara Elektron Valensi dan Golongan dalam Sistem Periodik

Berdasarkan kesamaan konfigurasi elektron, terluar dapat dikelompokan unsur-unsur tersebut dalam blok berikut.

• 
  Blok s. Unsur yang mempunyai konfigurasi elektron terluar pada orbital s terletak pada golongan IA dan IIA, kecuali unsure H dan He. Unsur-unsur ini merupakan logam yang reaktif. Misal konfigurasi elektron terluar adalah nsx, maka unsure tersebut terletak pada golongan xA.
  
• 
  Blok p. Unsur yang mempunyai konfigurasi elektron terluar pada orbital p, terdapat dalam golongan IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA, dan VIII. Golongan unsur-unsur ini meliputi logam, metaloid, dan non logam. Misal konfigurasi elektron terluar adalah npy, maka unsure tersebut terletak pada golongan (2 + y)A.
  
• 
  Blok d. Konfigurasi elektron terluar d terdapat dalam unsurunsur transisi, yaitu golongan IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB, IB, dan IIB. Misal konfigurasi elektron terluar adalah nsx (n��d)z, maka unsur tersebut terletak pada golongan (x + z)B. Jika:
  

a. x + z = 8, x + z = 9, dan x + z = 10, maka unsur terletak pada golongan VIIIB;

b. x + z = 11, maka unsur terletak pada golongan IB;

c. x + z = 12, maka unsur terletak pada golongan IIB.

• 
  Blok f . Blok f merupakan golongan unsur lantanida dan aktinida. Golongan ini disebut juga golongan transisi dalam.
  

2. 
   Sifat-Sifat Periodik Unsur
   

Sifat-sifat periodik unsur adalah sifat-sifat yang ada hubunganya dengan letak unsur pada sistem periodik. Sifat-sifat tersebut berubah dan berulang secara periodik sesuai dengan perubahan nomor atom dan konfigurasi elektron.

A. Jari-jari atom

Jari-jari atom merupakan jarak elaktron terluar ke inti atom dan menunjukan ukuran suatu atom. Jari-jari atom sukar diukur sehingga pengukuran jari-jari atom dilakukan dengan cara mengukur jarak inti antar dua atom yang berikatan sesamanya.

Dalam suatu golongan, jari-jari atom semakin ke atas cenderung semakin kecil. Hal ini terjadi karena semakin ke atas, kulit elektron semakin kecil. Dalam suatu periode, semakin ke kanan jari-jari atom cenderung semakin kecil. Hal ini terjadi karena semakin ke kanan jumlah proton dan jumlah elektron semakin banyak, sedangkan jumlah kulit terluar yang terisi elekteron tetap sama sehingga tarikan inti terhadap elektron terluar semakin kuat.

B. Energi ionisasi

Jika dalam suatu atom terdapat satu elektron di luar subkulit yang mantab, elektron ini cenderung mudah lepas supaya mempunyai konfigurasi seperti gas mulia. Namun, untuk melepaskan elektron dari suatu atom dperlukan energi. Energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron dari suatu atom di namakan energi ionisasi. Dalam suatu periode semakin banyak elektron dan proton gaya tarik menarik elektron terluar dengan inti semakin besar (jari-jari kecil) Akibatnya, elektron sukar lepas sehingga energi untuk melepas elektron semakin besar. Hal ini berarti energi ionisasi besar.

Jika jumlah elektronnya sedikit, gaya tarik menarik elektron dengan inti lebih kecil (jari-jarinya semakain besar). Akibatnya, energi untuk melepaskan elektron terluar relatif lebih kecil berarti energi ionisasi kecil.

Unsur-unsur yang segolongan : energi ionisasi makin ke bawah makin kecil, karena elektron terluar akin jauh dari inti (gaya tarik inti makin lemah), sehingga elektron terluar makin mudah di lepaskan.

Unsur-unsur yan seperiode : energi ionisai pada umumnya makin ke kanan makin besar, karena makin ke kanan gaya tarik inti makin kuat.

Kekecualian :

Unsur-unsur golongan II A memiliki energi ionisasi yang lebih besar dari pada golongan III A, dan energi ionisasi golongan V A lebih besar dari pada golongan VI A.
C. Keelektronegatifan

Kelektronegatifan adalah kemampuan suatu atom untuk menarik elektron dari atom lain. Faktor yang mempengaruhi keelektronegatifan adalah gaya tarik dari inti terhadap elektron dan jari-jari atom.

Unsur-unsur yang segolongan : keelektronegatifan makin ke bawah makin kecil, karena gaya taik-menarik inti makin lemah. Unsur-unsur bagian bawah dalam sistem periodik cenderung melepaskan elektron.

Unsur-unsur yang seperiode : keelektronegatifan makin kekanan makin besar.keelektronegatifan terbesar pada setiap periode dimiliki oleh golongan VII A (unsur-unsur halogen). Harga kelektronegatifan terbesar terdapat pada flour (F) yakni 4,0, dan harga terkecil terdapat pada fransium (Fr) yakni 0,7.

Harga keelektronegatifan penting untuk menentukan bilangan oksidasi ( biloks ) unsur dalam sutu senyawa. Jika harga kelektronegatifan besar, berati unsur yang bersangkutan cenderung menerim elektron dan membentuk bilangan oksidasi negatif. Jika harga keelektronegatifan kecil, unsur cenderung melepaskan elektron dan membentuk bilangan oksidasi positif. Jumlah atom yang diikat bergantung pada elektron valensinya.
D. Sifat Logam

Sifat-sifat unsur logam yang spesifik, antara lain : mengkilap, menghantarkan panas dan listrik, dapat ditempa menjadi lempengan tipis, serta dapat ditentangkan menjadi kawat / kabel panjang. Sifat-sifat logam tersebut diatas yang membedakan dengan unsur-unsur bukan logam. Sifat-sifat logam, dalam sistem periodik makin kebawah makin bertambah, dan makin ke kanan makin berkurang.

Batas unsur-unsur logam yang terletak di sebelah kiri dengan batas unsur-unsur bukan logam di sebelah kanan pada system periodic sering digambarkan dengan tangga diagonal bergaris tebal.

Unsur-unsur yang berada pada batas antara logam dengan bukan logam menunjukkan sifat ganda.

E. Kereaktifan

Reaktif artinya mudah bereaksi. Unsur-unsur logam pada system periodik, makin ke bawah makin reaktif, karena makin mudah melepaskan elektron. Unsur-unsur bukan logam pada sistem periodik, makin ke bawah makin kurang reakatif, karena makin sukar menangkap electron.

Kereaktifan suatu unsur bergantung pada kecenderungannya melepas atau menarik elektron. Jadi, unsur logam yang paling reatif adalah golongan VIIA (halogen). Dari kiri ke kanan dalam satu periode, mula-mula kereaktifan menurun kemudian bertambah hingga golongan VIIA. Golongan VIIA tidak rekatif. Kecenderungan berbagai sifat periodik unsur-unsur periode ketiga diberikan pada gambar di bawah ini
F. Afinitas Elektron

Afinitas elektron ialah energi yang dibebaskan atau yang diserap apabila suatu atom menerima elektron.

Jika ion negatif yeng terbentuk bersifat stabil, maka proses penyerapan elektron itu disertai pelepasan energi dan afinitas elektronnya dinyatakan dengan tanda negative. Akan tetapi jika ion negative yang terbentuk tidak stabil, maka proses penyerapan elektron akan membutuhkan energi dan afinitas elektronnya dinyatakan dengan tanda positif. Jadi, unsur yang mempunyai afinitas elektron bertanda negatif mempunyai kecenderungan lebih besar menyerap elektron daripada unsur yang afinitas elektronnya bertanda positif. Makin negative nilai afinitas elektron berarti makin besar kecenderungan menyerap elktron.

Dalam satu periode dari kiri ke kanan, jari-jari semkain kecil dan gaya tarik inti terhadap elektron semakin besar, maka atom semakin mudah menarik elektron dari luar sehingga afinitas elektron semakin besar.

Pada satu golongan dari atas ke bawah, jari-jari atom makin besar, sehingga gaya tarik inti terhadap elektron makin kecil, maka atom semakin sulit menarik elektron dari luar, sehingga afinitas elektron semakin kecil.

BAB III

PENUTUP

3.1 Kesimpulan

Struktur atom merupakan satuan dasar materi yang terdiri dari inti atom beserta awan elektron bermuatan negatif yang mengelilinginya. Inti atom mengandung campuran proton yang bermuatan positif dan neutron yang bermuatan netral (terkecuali pada Hidrogen-1 yang tidak memiliki neutron).

Model atom Dalton memiliki kelebihan yaitu mulai membangkitkan minat terhadap penelitian mengenai model atom. Namun terdapat pula kelemahan yaitu teori atom Dalton tidak dapat menerangkan suatu larutan dapat menghantarkan arus listrik.

Ikatan kimia adalah sebuah proses fisika yang bertanggung jawab dalam interaksi gaya tarik menarik antara dua atom  atau molekul  yang menyebabkan suatu senyawa diatomik  atau poliatomik  menjadi stabil.

DAFTAR PUSTAKA
http://www.danielnugroho.com/science/prinsip-ketidakpastian-heisenberg/

https://id.wikipedia.org/wiki/Dualitas_gelombang-partikel

http://ardyansyah10.co.id/2014/03/struktur-atom-sistem-periodik-dan.html

www.googleimage.com

https://id.wikipedia.orf/wiki/partikel_dasar

https://marisahintya.wordpress.com

www.academia.edu

https://ekaaidha.wordpress.com

dokumen.tips/documents/partikel-dasar-penyusun-atom.html