Definisi Profesional
1. Setiap orang yang dapat mengerjakan pekerjaan dengan baik dan dapat memuaskan orang lain
2. Melakukan sesuatu sebagai pekerjaan pokok dan bukan sekedar mengisi waktu luang.
3. Pekerjaan atau kegiatan yang dilakukan oleh sesorang dan menjadi sumber penghasilan.
4. Merujuk pada suatu pekerjaan yang dilakukan oleh pelaku atas dasar suatu janji publik dan sumpah bahwa mereka akan menjalankan tugas sebagaimana mestinya.
Profesionalisme
Merupakan sikap dari seorang profesional, sebuah pandangan untuk selalu berfikir, bersikap, bekerja dengan sungguh-sungguh, kerja keras, sepenuh waktu, loyalitas tinggi, dan penuh dedikasi untuk menyelesaikan pekerjaan.
Profesor
Merupakan pangkat akademik dari bagi seorang dosen yang telah memiliki cum 900-1000, untuk suatu bidang ilmu tertentu dan SK-nya dikeluarkan oleh presiden.
Ciri Profesi
a. Melaksanakn pekerjaan secara purna waktu
b. Didasarkan panggilan hidup, terikat norma dan aturan.
c. Memiliki derajat otonomi tinngi.
d. Melakukan pengembangan diri.
Jabatan Profesi
1. Menekuni suatu ilmu tertentu.
2. Melakukan pelatihan jabatan.
3. Melibatkan kegiatan intelektual.
4. Memiliki standar baku tersendiri.
5. Mementingkan layanan pada mesyarakat.
6. Memiliki organisasi profesi.
Tenaga Kependidikan
• Anggota masyarakat yang mengabdikan diri gan diangkat untuk menunjang penyelenggaraan pendidikan.
• Bertugas melaksanakan administrasi, pengelolaan, pengembangan, penguasaan, dan pelayanan teknik untuk menunjang proses pendidikan.
Tenaga Kependidikan
Meliputil:
1. Pendidik
2. Pengelola suatu pendidikan
3. Pemilik atau pengawas
Pendidik
• Tenaga profesional yang bertugas merencanakan dan melaksanakan proses pembelajaran, menilaihasil pembelajaran, danm melakukan pembimbingan.
• Tenaga kependidikan yang berkualifikasi sebagi guru, dosen, konselor, pamong, instruktur, fasilitator, widyaiswara, dan sebutan lainnya.
Kode Etik Profesi
Kode Etik merupakan norma-norma yang harus ditaati. Tujuan kode etik yaitu:
a. Menjaga dan memelihara,
b. Menjunjung tinggi martabat profesi,
c. Meningkatkan haega diri (kehormatan) suatu organisasi profesi,
d. Meningkatkan pengabdian para anggota perofesi, dan
e. Kesejahteraan para anggota.
Sasaran Sikap Profesional
1. Organisasi Profesi
2. Teman sejawat
3. Anak didik
4. Peraturan perundang-undangan
5. Tempat kerja
6. Pemimpin
7. Pekerjaan
Pengembangan Sikap Keprofesionalan, meliputi:
1. Pra Jabatan,
2. Selama Jabatan.
contoh: seminar, loka karya, penataran.
Manajemen Mutu Berbasis Sekolah
Memiliki Latar Belakang sebagai berikut:
1. Pendidikan menghadapi masyarakat yang berubah,
2. Perubahan sosial-politik dan aspirasi masyarakat,
3. Perubahan pemerintah, dan
4. Undang-undang Sisdiknas.
Manajemen Mutu Berbasis Sekolah memiliki pengertian yaitu, bentuk otonomi manajemen pendidikan, kewenangan ada pada kepala sekolah atau madrasah dan guru dibantu oleh komite sekolah atau madrasah dalam mengelola kegiatan pendidikan.
Tujuan MBS/M:
• Mencapai mutu dan relevansi dengan tolak ukur pada hasil (output dan outcome),
• Menjamin keadilan layanan pendidikan bagi setiap anak,
• Meningkatkan efektifitas dan efisiensi,dan
• Meningkatkan akuntabilitas sekolah dan komitmen (stake-holders).
Elemen-elemen Pokok MBS/S
Pemberian kewenangan kepala sekolah / madrasah untuk mengambil keputusan mengenai pengelolaan pendidikan di sekolah / madrasah yuang bersangkutan.
Konsep Mutu MBS/M
1. Absolut
2. Srandar
3. Kepuasan pelanggan / pengguna jasa pendidikan
Elemen Penting MMT (Manajemen Mutu Total) sebagai bagian dari strategi MMBS:
a. Konsep mutu
b. Peningkatan mutu secar berkelanjutan
c. Kepuasan pengguna jasa pendidikan
d. Ada visi dan misi.
About Me
Trend Masa Kini dan Masa Depan
Diposting oleh
Siti Kamilah
komentar (0)
Terdapat 6 Trend saat ini dan mungkin akan berkembang hingga masa depan :
1. Kompetitif
Untuk berkompetisi memerlukan usaha, kemampuan(dengan cara belajar), strategi belajar ,dan etika.
2. Transparan
3. Spesialis
4. Profesional
Memiliki ciri-ciri:
a. Bisa memberikan kepuasan,
b. Menghabiskan sebagian besar waktu untuk pekerjaannya,
c. Berlatih/belajar melebihi kapasitas waktu yang diberikan,dan
d. Bisa memperoleh penghasilan dari apa yang dilakukan.
5. Dinamis
a. Inventing (menemukan)
Biasanya keluar dari aturan untuk menemukan hal-hal baru.
b. Eksperiment (percobaan)
c. Growing
6. Adaptif
Orang yang akan maju adalah orang yang bisa beradaptasi tetapi tidak kehilangan identitas.
Tuntutan Terhadap ”Kompetensi SDM”
1. Pengetahuan atau wawasan global
Meliputi:
a. Konseptual yang integrated dan adaptif.
b. Orientasi pada solusi
c. Nilai-nulai universal (lintas budaya).
2. Keterampilan Global
Meliputi:
a. Komunikasi multi budaya
b. Pemanfaatan teknologi informasi
c. Pengembangan intelektual, emotional, dan adversity skill.
3. Sikap/ Perilaku
• Dinamis dan Fleksibel
• Inisiatif dan Proaktif
• Inovatif dan Kreatif
• Mandiri dan Survive
1. Kompetitif
Untuk berkompetisi memerlukan usaha, kemampuan(dengan cara belajar), strategi belajar ,dan etika.
2. Transparan
3. Spesialis
4. Profesional
Memiliki ciri-ciri:
a. Bisa memberikan kepuasan,
b. Menghabiskan sebagian besar waktu untuk pekerjaannya,
c. Berlatih/belajar melebihi kapasitas waktu yang diberikan,dan
d. Bisa memperoleh penghasilan dari apa yang dilakukan.
5. Dinamis
a. Inventing (menemukan)
Biasanya keluar dari aturan untuk menemukan hal-hal baru.
b. Eksperiment (percobaan)
c. Growing
6. Adaptif
Orang yang akan maju adalah orang yang bisa beradaptasi tetapi tidak kehilangan identitas.
Tuntutan Terhadap ”Kompetensi SDM”
1. Pengetahuan atau wawasan global
Meliputi:
a. Konseptual yang integrated dan adaptif.
b. Orientasi pada solusi
c. Nilai-nulai universal (lintas budaya).
2. Keterampilan Global
Meliputi:
a. Komunikasi multi budaya
b. Pemanfaatan teknologi informasi
c. Pengembangan intelektual, emotional, dan adversity skill.
3. Sikap/ Perilaku
• Dinamis dan Fleksibel
• Inisiatif dan Proaktif
• Inovatif dan Kreatif
• Mandiri dan Survive
Ikatan Kimia dan Geometri molekul
Diposting oleh
Siti Kamilah
komentar (0)
IKATAN KIMIA
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. Penjelasan mengenai gaya tarik menarik ini sangatlah rumit dan dijelaskan oleh elektrodinamika kuantum. Dalam prakteknya, para kimiawan biasanya bergantung pada teori kuantum atau penjelasan kualitatif yang kurang kaku (namun lebih mudah untuk dijelaskan) dalam menjelaskan ikatan kimia. Secara umum, ikatan kimia yang kuat diasosiasikan dengan transfer elektron antara dua atom yang berpartisipasi. Ikatan kimia menjaga molekul-molekul, kristal, dan gas-gas diatomik untuk tetap bersama. Selain itu ikatan kimia juga menentukan struktur suatu zat.
Kekuatan ikatan-ikatan kimia sangatlah bervariasi. Pada umumnya, ikatan kovalen dan ikatan ion dianggap sebagai ikatan "kuat", sedangkan ikatan hidrogen dan ikatan van der Waals dianggap sebagai ikatan "lemah". Hal yang perlu diperhatikan adalah bahwa ikatan "lemah" yang paling kuat dapat lebih kuat daripada ikatan "kuat" yang paling lemah.
Klasifikasi ikatan
Ikatan yang menggunakan pasangan elektron untuk mengikat atom A dan B disebut ikatan kovalen, dan ditulis sebagai A-B atau A:B. Karena ada dua pasang elektron yang terlibat dalam ikatan ganda dan tiga pasang di ikatan rangkap tiga; ikatan-katan itu ditandai berturut-turut dengan A=B, A≡B atau A::B, A:::B.
Ikatan kovalen sangat sederhana, namun merupakan konsep yang sangat bermanfaat. Konsep ini diusulkan oleh G. N. Lewis di awal abad 20 dan representasinya disebut struktur Lewis. Pasangan elektron yang tidak digunakan bersama disebut pasangan elektron bebas, dan disimbolkan dengan pasangan titik, seperti A:.
Delapan elektron diperlukan untuk mengisi satu orbital s dan tiga orbital p, dan bila bila jumlah total elektron yang digunakan untuk ikatan dan pasangan elektron bebasnya sama dengan delapan, struktur molekul yang stabil akan dihasilkan. Aturan ini disebut aturan oktet dan sangat bermanfaat dalam mendiskusikan struktur molekular senyawa golongan utama secara kualitatif. Jelas, aturan ini tidak berlaku untuk molekul hidrogen, H2, tetapi dapat digunakan untuk molekul kovalen, seperti O2 atau CO dan bahkan senyawa organik yang rumit.
Untuk unsur-unsur setelah periode ke-3, jumlah ikatan kovalen sering lima (misalnya PCl5) atau enam (misalnya SF6) dan atom pusat dalam molekul-molekul ini menunjukkan hipervalensi. Dalam kasus ini, karena elektron s dan p kekurangan untuk membentuk lebih dari empat ikatan kovalen dua elektron, dulunya dipercaya bahwa dalam hipervalensi elektron d ikut terlibat. Namun saat ini, dipercaya ikatan hipervalen ini hanya melibatkan orbital s dan p saja dengan orde ikatan yang lebih rendah dari orde-ikatan ikatan tunggal.
Ikatan elektrostatik antara kation (ion positif) dan anion (ion negatif), seperti dalam natrium khlorida, NaCl, disebut dengan ikatan ionik. Karena muatan elektrik total senyawa harus nol, muatan listrik kation dan anion harus sama. Ada sumbangan parsial ikatan kovalen bahkan dalam senyawa ionik, dan ion-ionnya tidak harus terikat satu sama lain melalui interaksi elektrostatik saja. Prinsip kenetralan lisrik Pauling menyatakan bahwa muatan listrik netto setiap komponen senyawa pada dasarnya netral. Seperti yang akan dibahas nanti, struktur kebanyakan seyawa padat dapat dideskripsikan sebagai susunan bergantian lapisan kation dan anion, dan diklasifikasikan menjadi bebrapa jenis kristal representatif.Atom-atom logam terikat dengan elektron konduksi yang berasal dari elektron valensi atom logam.
Ikatan karena elektron konduksi dalam logam disebut dengan ikatan logam. Umumnya, ikatan kimia dapat dinyatakan sebagai salah satu dari tiga ikatan di atas, tetapi senyawa baru yang disintesis satu demi satu tidak selalu dapat diklasifikasikan dengan ikatan kovalen 2-pusat 2-elektron. Senyawa-senyawa ini meliputi ikatan tuna-elektron dalam boron hidrida, ikatan koordinat dalam senyawa kompleks logam transisi, ikatan logam-logam dalam senyawa kluster, dsb., dan konsep-konsep baru ikatan telah dikenalkan dalam teori ikatan untuk menjelaskan jenis-jenis ikatan kimia baru ini. Sebagaimana telah dikenal ikatan lemah yang disebut interaksi van der Waals telah dikenali ada di atom atau senyawa molekular netral. Potensial interaksi ini berbanding terbalik dengan jarak antar atom pangkat 6. Jarak terdekat namun non-ikatan antar atom diperkirakan dengan menjumlahkan jari-jari van der Waals yang diberikan untuk masing-masing atom.
Interaksi lemah X-H-Y yang dibentuk oleh atom hidrogen dengan atom dengan keelektronegativan lebih besar dari hidrogen X, Y (nitrogen, oksigen, fluorida, dsb.) disebut ikatan hidrogen.
BENTUK GEOMETRI MOLEKUL
Geometri (bentuk) molekul adalah gambaran tentang susunan atom-atom dalam molekul berdasarkan susunan ruang pasangan elektron atom dalam pusat dalam molekul, pasangan elektron ini baik yang berikatan maupun yang bebas.
Teori VSEPR (Valence Shell Electron Pain Repulsion) yaitu teori tolak menolak pasangan – pasangan elektron pada kulit terluar atom pusat.
Teori ini menekankan pada kekuatan tolak menolak diantara pasangan -pasangan elektron pada atom pusat urutan kekuatannya adalah sebagai berikut :
Pasangan Elektron Terikat (PET) ; Pasangan Elektron Bebas (PEB)
A. Bentuk Molekul Senyawa Sederhana
Perbedaan kekuatan daya tolak menolak, dapat menyebabkan sudut ikatan mengecil sehingga bentuk molekulnya mengalami penyimpangan dari susunan ruang pasangan elekron pada kulit terluar atom pusat yang seharusnya “Perhatikanlah table 2.1” yang menunjukkan susunan ruang pasangan elektron pada kulit terluar dan sudut ikatan dalam molekul.
Tabel 1. Susunan ruang pasangan-pasangan elektron pada kulit terluar atom pusat
Jumlah Pasangan Elektron Susunan Ruang Bentuk Molekul Sudut Ikatan
2
Linear 180°
3
Segitiga Samasisi 120°
4
Tetrahedron 109,5°
5
Bipiramidal
Trigonal 90°
120°
6
Oktahedron 90°
Dimana A merupakan atom pusat
Dapatkah Anda membayangkan bentuk molekulnya ?
Bentuk molekul Linear diumpamakan seperti garis lurus. Bentuk molekul segitiga sama sisi, atom pusat terletak pada pusat diagonal sisi-sisi segitiga, Sedangkan atom yang berikatan dengan atom pusat terletak pada sudut-sudut segitiga. Bentuk molekul tetrahedron dapat dibayangkan seperti limas yang alasnya berbentuk segitiga, atom pusatnya terletak diantara puncak dan alas limas (tengah). Sedangkan atom yang berikatan terletak pada puncak dan sudut-sudut dari alas limas.
Bentuk molekul bipiramidal trigonal dapat Anda bayangkan seperti dua buah tetrahedron yang ditumpuk, satu menghadap ke atas sedangkan yang lain menghadap ke bawah. Dan bentuk molekul oktahedron dapat dibayangkan seperti dua alas limas yang alasnya berbentuk segiempat dan ditumpuk sedemikian rupa sehingga satu menghadap ke atas dan yang lainnya menghadap ke bawah.
Geometri Molekul Berdasarkan VSEPR
Sudut HCH = 109,5°
Sudut HNH = 107,3°
Sudut HNE = 109,5°
Sudut HNH = 104,5°
Sudut HNE = 109,5° di mana :
C : tanda atom karbon
H : tanda atom hidrogen
O : tanda atom oksigen
N : tanda atom nitrogen
E : Pasangan elektron bebas
Fakta ini menunjukkan bahwa tolakan pasangan elektron berikatan dalam orbital ikatan lebih kecil daripada orbital pasangan elektron bebas. Dengan adanya pasangan elektron bebas inilah, maka bentuk molekul dari atom-atom yang berikatan tidak sama dengan bentuk geometri yang merupakan susunan ruang elektron .
Elektron-elektron dalam satu ikatan ditahan oleh gaya tarik inti kedua atom yang berikatan. Elektron-elektron ini mempunyai “distribusi ruang” yang kurang dibandingkan pasangan elektron bebas, yaitu, elektron tersebut menempati ruang yang lebih kecil daripada pasangan elektron bebas, yang hanya terkait dengan satu atom tertentu. Karena pasangan elektron bebas dalam molekul menempati ruang yang lebih besar, pasangan elektron ini mengalami tolakan yang lebih kuat dari pasangan elektron bebas tetanganya dan dari pasangan elektron ikatan. Molekul yang memiliki pasangan elektron bebas lebih sulit diramalkan dibandingkan dengan molekul yang hanya memiliki pasangan elektron ikatan, hal ini dikarenakan kekuatan tolakan pasangan elektron bebas yang besar menyebabkan molekul membentuk sudut dan kemiringan yang lebih sulit diduga.
Untuk mencatat jumlah total pasangan elektron ikatan dan pasangan elektron bebas kita menandai molekul sebagai ABxEy, dengan A sebagai atom pusat, B sebagai jumlah pasangan eletron ikatan yang terbentuk, dan E sebagai jumlah pasangan elektron bebas pada A, sehingga pada molekul yang tidak memiliki pasangan elektron bebas cukup ditulis dengan ABx.
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. Penjelasan mengenai gaya tarik menarik ini sangatlah rumit dan dijelaskan oleh elektrodinamika kuantum. Dalam prakteknya, para kimiawan biasanya bergantung pada teori kuantum atau penjelasan kualitatif yang kurang kaku (namun lebih mudah untuk dijelaskan) dalam menjelaskan ikatan kimia. Secara umum, ikatan kimia yang kuat diasosiasikan dengan transfer elektron antara dua atom yang berpartisipasi. Ikatan kimia menjaga molekul-molekul, kristal, dan gas-gas diatomik untuk tetap bersama. Selain itu ikatan kimia juga menentukan struktur suatu zat.
Kekuatan ikatan-ikatan kimia sangatlah bervariasi. Pada umumnya, ikatan kovalen dan ikatan ion dianggap sebagai ikatan "kuat", sedangkan ikatan hidrogen dan ikatan van der Waals dianggap sebagai ikatan "lemah". Hal yang perlu diperhatikan adalah bahwa ikatan "lemah" yang paling kuat dapat lebih kuat daripada ikatan "kuat" yang paling lemah.
Klasifikasi ikatan
Ikatan yang menggunakan pasangan elektron untuk mengikat atom A dan B disebut ikatan kovalen, dan ditulis sebagai A-B atau A:B. Karena ada dua pasang elektron yang terlibat dalam ikatan ganda dan tiga pasang di ikatan rangkap tiga; ikatan-katan itu ditandai berturut-turut dengan A=B, A≡B atau A::B, A:::B.
Ikatan kovalen sangat sederhana, namun merupakan konsep yang sangat bermanfaat. Konsep ini diusulkan oleh G. N. Lewis di awal abad 20 dan representasinya disebut struktur Lewis. Pasangan elektron yang tidak digunakan bersama disebut pasangan elektron bebas, dan disimbolkan dengan pasangan titik, seperti A:.
Delapan elektron diperlukan untuk mengisi satu orbital s dan tiga orbital p, dan bila bila jumlah total elektron yang digunakan untuk ikatan dan pasangan elektron bebasnya sama dengan delapan, struktur molekul yang stabil akan dihasilkan. Aturan ini disebut aturan oktet dan sangat bermanfaat dalam mendiskusikan struktur molekular senyawa golongan utama secara kualitatif. Jelas, aturan ini tidak berlaku untuk molekul hidrogen, H2, tetapi dapat digunakan untuk molekul kovalen, seperti O2 atau CO dan bahkan senyawa organik yang rumit.
Untuk unsur-unsur setelah periode ke-3, jumlah ikatan kovalen sering lima (misalnya PCl5) atau enam (misalnya SF6) dan atom pusat dalam molekul-molekul ini menunjukkan hipervalensi. Dalam kasus ini, karena elektron s dan p kekurangan untuk membentuk lebih dari empat ikatan kovalen dua elektron, dulunya dipercaya bahwa dalam hipervalensi elektron d ikut terlibat. Namun saat ini, dipercaya ikatan hipervalen ini hanya melibatkan orbital s dan p saja dengan orde ikatan yang lebih rendah dari orde-ikatan ikatan tunggal.
Ikatan elektrostatik antara kation (ion positif) dan anion (ion negatif), seperti dalam natrium khlorida, NaCl, disebut dengan ikatan ionik. Karena muatan elektrik total senyawa harus nol, muatan listrik kation dan anion harus sama. Ada sumbangan parsial ikatan kovalen bahkan dalam senyawa ionik, dan ion-ionnya tidak harus terikat satu sama lain melalui interaksi elektrostatik saja. Prinsip kenetralan lisrik Pauling menyatakan bahwa muatan listrik netto setiap komponen senyawa pada dasarnya netral. Seperti yang akan dibahas nanti, struktur kebanyakan seyawa padat dapat dideskripsikan sebagai susunan bergantian lapisan kation dan anion, dan diklasifikasikan menjadi bebrapa jenis kristal representatif.Atom-atom logam terikat dengan elektron konduksi yang berasal dari elektron valensi atom logam.
Ikatan karena elektron konduksi dalam logam disebut dengan ikatan logam. Umumnya, ikatan kimia dapat dinyatakan sebagai salah satu dari tiga ikatan di atas, tetapi senyawa baru yang disintesis satu demi satu tidak selalu dapat diklasifikasikan dengan ikatan kovalen 2-pusat 2-elektron. Senyawa-senyawa ini meliputi ikatan tuna-elektron dalam boron hidrida, ikatan koordinat dalam senyawa kompleks logam transisi, ikatan logam-logam dalam senyawa kluster, dsb., dan konsep-konsep baru ikatan telah dikenalkan dalam teori ikatan untuk menjelaskan jenis-jenis ikatan kimia baru ini. Sebagaimana telah dikenal ikatan lemah yang disebut interaksi van der Waals telah dikenali ada di atom atau senyawa molekular netral. Potensial interaksi ini berbanding terbalik dengan jarak antar atom pangkat 6. Jarak terdekat namun non-ikatan antar atom diperkirakan dengan menjumlahkan jari-jari van der Waals yang diberikan untuk masing-masing atom.
Interaksi lemah X-H-Y yang dibentuk oleh atom hidrogen dengan atom dengan keelektronegativan lebih besar dari hidrogen X, Y (nitrogen, oksigen, fluorida, dsb.) disebut ikatan hidrogen.
BENTUK GEOMETRI MOLEKUL
Geometri (bentuk) molekul adalah gambaran tentang susunan atom-atom dalam molekul berdasarkan susunan ruang pasangan elektron atom dalam pusat dalam molekul, pasangan elektron ini baik yang berikatan maupun yang bebas.
Teori VSEPR (Valence Shell Electron Pain Repulsion) yaitu teori tolak menolak pasangan – pasangan elektron pada kulit terluar atom pusat.
Teori ini menekankan pada kekuatan tolak menolak diantara pasangan -pasangan elektron pada atom pusat urutan kekuatannya adalah sebagai berikut :
Pasangan Elektron Terikat (PET) ; Pasangan Elektron Bebas (PEB)
A. Bentuk Molekul Senyawa Sederhana
Perbedaan kekuatan daya tolak menolak, dapat menyebabkan sudut ikatan mengecil sehingga bentuk molekulnya mengalami penyimpangan dari susunan ruang pasangan elekron pada kulit terluar atom pusat yang seharusnya “Perhatikanlah table 2.1” yang menunjukkan susunan ruang pasangan elektron pada kulit terluar dan sudut ikatan dalam molekul.
Tabel 1. Susunan ruang pasangan-pasangan elektron pada kulit terluar atom pusat
Jumlah Pasangan Elektron Susunan Ruang Bentuk Molekul Sudut Ikatan
2
Linear 180°
3
Segitiga Samasisi 120°
4
Tetrahedron 109,5°
5
Bipiramidal
Trigonal 90°
120°
6
Oktahedron 90°
Dimana A merupakan atom pusat
Dapatkah Anda membayangkan bentuk molekulnya ?
Bentuk molekul Linear diumpamakan seperti garis lurus. Bentuk molekul segitiga sama sisi, atom pusat terletak pada pusat diagonal sisi-sisi segitiga, Sedangkan atom yang berikatan dengan atom pusat terletak pada sudut-sudut segitiga. Bentuk molekul tetrahedron dapat dibayangkan seperti limas yang alasnya berbentuk segitiga, atom pusatnya terletak diantara puncak dan alas limas (tengah). Sedangkan atom yang berikatan terletak pada puncak dan sudut-sudut dari alas limas.
Bentuk molekul bipiramidal trigonal dapat Anda bayangkan seperti dua buah tetrahedron yang ditumpuk, satu menghadap ke atas sedangkan yang lain menghadap ke bawah. Dan bentuk molekul oktahedron dapat dibayangkan seperti dua alas limas yang alasnya berbentuk segiempat dan ditumpuk sedemikian rupa sehingga satu menghadap ke atas dan yang lainnya menghadap ke bawah.
Geometri Molekul Berdasarkan VSEPR
Sudut HCH = 109,5°
Sudut HNH = 107,3°
Sudut HNE = 109,5°
Sudut HNH = 104,5°
Sudut HNE = 109,5° di mana :
C : tanda atom karbon
H : tanda atom hidrogen
O : tanda atom oksigen
N : tanda atom nitrogen
E : Pasangan elektron bebas
Fakta ini menunjukkan bahwa tolakan pasangan elektron berikatan dalam orbital ikatan lebih kecil daripada orbital pasangan elektron bebas. Dengan adanya pasangan elektron bebas inilah, maka bentuk molekul dari atom-atom yang berikatan tidak sama dengan bentuk geometri yang merupakan susunan ruang elektron .
Elektron-elektron dalam satu ikatan ditahan oleh gaya tarik inti kedua atom yang berikatan. Elektron-elektron ini mempunyai “distribusi ruang” yang kurang dibandingkan pasangan elektron bebas, yaitu, elektron tersebut menempati ruang yang lebih kecil daripada pasangan elektron bebas, yang hanya terkait dengan satu atom tertentu. Karena pasangan elektron bebas dalam molekul menempati ruang yang lebih besar, pasangan elektron ini mengalami tolakan yang lebih kuat dari pasangan elektron bebas tetanganya dan dari pasangan elektron ikatan. Molekul yang memiliki pasangan elektron bebas lebih sulit diramalkan dibandingkan dengan molekul yang hanya memiliki pasangan elektron ikatan, hal ini dikarenakan kekuatan tolakan pasangan elektron bebas yang besar menyebabkan molekul membentuk sudut dan kemiringan yang lebih sulit diduga.
Untuk mencatat jumlah total pasangan elektron ikatan dan pasangan elektron bebas kita menandai molekul sebagai ABxEy, dengan A sebagai atom pusat, B sebagai jumlah pasangan eletron ikatan yang terbentuk, dan E sebagai jumlah pasangan elektron bebas pada A, sehingga pada molekul yang tidak memiliki pasangan elektron bebas cukup ditulis dengan ABx.
Keperiodikan Unsur
Diposting oleh
Siti Kamilah
komentar (0)
Keperiodikan Unsur
a. Energi Ionisasi pertama
Energi ionisasi didefinisikan sebagai kalor reaksi yang dibutuhkan untuk mengeluarkan elektron dari atom netral. Energi ionisasi pertama, energi yang diperlukan untuk memindahkan elektron pertama, menunjukkan keperodikan yang sangat jelas sebagaimana terlihat di gambar 5.1. Untuk periode manapun, energi ionisasi meningkat dengan meningkatnya nomor atom dan mencapai maksium pada gas mulia. Daam golongan yang sama energi ionisasi menurun dengan naiknya nomor atom. Kecenderungan seperti ini dapat dijelaskan dengan jumlah elektron valensi, muatan inti, dan jumlah elektron dalam.
Gambar 5.1 Energi ionisasi pertama atom. Untuk setiap perioda, energi ionisai minimum untuk logam alkali dan maksimumnya untuk gas mulia.
b. Afinitas elektron dan keelektronegatifan
Afinitas elektron didefinisikan sebagai kalor reaksi saat elektron ditambahkan kepada atom netral gas. Tabel 5.6 menunjukkan bahwa afinitas elektron lebih besar untuk non logam daripada untuk logam.
Besarnya kenegativan(elektron) yang didefinisikan dengan keelektronegatifan (Tabel 5.7), yang merupakan ukuran kemampuan atom mengikat elektron. Kimiawan dari Amerika Robert Sanderson Mulliken (1896-1986) mendefinisikan keelektronegativan sebanding dengan rata-rata aritmatik energi ionisasi dan afinitas elektron.
Tabel 5.6 Afinitas elektron atom.
________________________________________
H 72,4 C 122,5 F 322,3
Li 59, O 141,8 Cl 348,3
Na 54,0 P 72,4 Br 324,2
K 48,2 S 200,7 I 295,2
________________________________________
Tabel 5.7 Keelektronegativitan unsur golongan utama elements (Pauling)
Pauling mendefinisikan perbedaan keelektronegativan antara dua atom A dan B sebagai perbedaan energi ikatan molekul diatomik AB, AA dan BB. Anggap D(A-B), D(A-A) dan D(B-B) adalah energi ikatan masing-masing untuk AB, AA dan BB. D(A-B) lebih besar daripada rata-rata geometri D(A-A) dan D(B-B). Hal ini karena molekul hetero-diatomik lebih stabil daripada molekul homo-diatomik karena kontribusi struktur ionik. Akibatnya, ∆(A-B), yang didefinisikan sebagai berikut, akan bernilai positif:
(A-B) = D(A-B) -√D(A-A)D(B-B) > 0 (5.3)
(A-B) akan lebih besar dengan membesarnya karakter ionik. Dengan menggunakan nilai ini, Pauling mendefinisikan keelektronegativan x sebagai ukuran atom menarik elektron.
|xA -xB|= √D(A-B) (5.4)
xA dan xB adalah keelektronegativan atom A dan B.
Apapun skala keelektronegativan yang dipilih, jelas bahwa keelektronegativan meningkat dari kiri ke kanan dan menurun dari atas ke bawah. Keelketroegativan sangat bermanfaat untuk memahami sifat kimia unsur.
Informasi lain yang bermanfaat dapat disimpulkan dari Tabel 5.7. Perbedaan keelektronegativan antara dua atom yang berikatan, walaupun hanya semi kuantitatif, berhubungan erat dengan sifat ikatan kimia seperti momen dipol dan energi ikatan..
Misalnya ada distribusi muatan yang tidak sama dalam ikatan A-B (xA > xB). Pasangan muatan positif dan negatif ±q yang dipisahkan dengan jarak r akan membentuk dipol (listrik).
Arah dipol dapat direpresentasikan dengan panah yang mengarah ke pusat muatan negatif dengan awal panah berpusat di pusat muatan positif. Besarnya dipol, rq, disebut momen dipol. Momen dipol adalah besaran vektor dan besarnya adalah µ dan memiliki arah.
Besarnya momen dipol dapat ditentukan dengan percobaan tetapi arahnya tidak dapat. Momen dipol suatu molekul (momen dipol molekul) adalah resultan vektor momen dipol ikatan-ikatan yang ada dalam molekul. Bila ada simetri dalam molekul, momen dipol ikatan yang besar dapat menghilangkan satu sama lain sehingga momen dipol molekul akan kecil atau bahkan nol.
c. Bilangan oksidasi atom
Terdapat hubungan yang jelas antara bilangan oksidasi (atau tingkat oksidasi) atom dan posisinya dalam tabel periodik. Bilangan oksidasi atom dalam senyawa kovalen didefinisikan sebagai muatan imajiner atom yang akan dimiliki bila elektron yang digunakan bersama dibagi sama rata antara atom yang berikatan (kalau atom yang berikatan sama) atau diserahkan semua ke atom yang lebih kuat daya tariknya (kalau yang berikatan atom yang berbeda).
(1) UNSUR GOLONGAN UTAMA
Untuk unsur golongan utama, bilangan oksidasi dalam banyak kasus adalah jumlah elektron yang akan dilepas atau diterima untuk mencapai konfigurasi elektron penuh, ns2np6 (kecuali untuk periode pertama) atau konfigurasi elektron nd10 (gambar 5.2).
Hal ini jelas untuk unsur-unsur periode yang rendah yang merupakan anggota golongan 1, 2 dan 13-18. Untuk periode yang lebih besar, kecenderungannya memiliki bilangan oksidasi yang berhubungan dengan konfigurasi elektron dengan elektron ns dipertahankan dan elektron np akan dilepas.
Unsur logam dan semilogam (silikon Si atau germanium Ge) jarang memiliki nilai bilangan oksidasi negatif, tetapi bagi non logam fenomena ini umum dijumpai. Dalam hidrida nitrogen dan fosfor, NH3 dan PH3, bilangan oksidasi N dan P adalah–3. Semakin tinggi periode unsur, unsur akan kehilangan sifat ini dan bismut Bi tidak memiliki bilangan oksidasi negatif. Di antara unsur golongan 16, bilangan oksidasi-2 dominan seperti dalam kasus oksigen O. Kecenderungan ini lagi-lagi akan menurun untuk unsur-unsur di periode lebih tinggi. Misalkan oksigen hanya memiliki bilangan oksidasi negatif, tetapi S memiliki bilangan oksidasi positif seperti +4 dan +6 yang juga signifikan.
(2) UNSUR TRANSISI
Walaupun unsur transisi memiliki beberapa bilangan oksidasi, keteraturan dapat dikenali. Bilangan oksidasi tertinggi atom yang memiliki lima elektron yakni jumlah orbital d berkaitan dengan keadaan saat semua elektron d (selain elektron s) dikeluarkan. Jadi, dalam kasus skandium dengan konfigurasi elektron (n-1)d1ns2, bilangan oksidasinya 3. Mangan dengan konfigurasi (n-1)d5ns2, akan berbilangan oksidasi maksimum +7.
Bila jumlah elektron d melebihi 5, situasinya berubah. Untuk besi Fe dengan konfigurasi elektron (n-1)d6ns2, bilangan oksidasi utamanya adalah +2 dan +3. Sangat jarang ditemui bilangan oksidasi +6. Bilangan oksidasi tertinggi sejumlah logam transisi penting seperti kobal Co, Nikel Ni, tembaga Cu dan zink Zn lebih rendah dari bilangan oksidasi atom yang kehilangan semua elektron (n–1)d dan ns-nya. Di antara unsur-unsur yang ada dalam golongan yang sama, semakin tinggi bilangan oksidasi semakin penting untuk unsur-unsur pada periode yang lebih besar.
d. Ukuran atom dan ion
Keperiodikan umum yang terlihat di gambar 5.3 yang menunjukkan kecenderungan jari-jari atom dan ion. Misalnya, jari-jari kation unsur seperiode akan menurun dengan meningkatnya nomor atom. Hal ini logis karena muatan inti yang semakin besar akan menarik elektron lebih kuat. Untuk jari-jari ionik, semakin besar periodenya, semakin besar jari-jari ionnya.
a. Energi Ionisasi pertama
Energi ionisasi didefinisikan sebagai kalor reaksi yang dibutuhkan untuk mengeluarkan elektron dari atom netral. Energi ionisasi pertama, energi yang diperlukan untuk memindahkan elektron pertama, menunjukkan keperodikan yang sangat jelas sebagaimana terlihat di gambar 5.1. Untuk periode manapun, energi ionisasi meningkat dengan meningkatnya nomor atom dan mencapai maksium pada gas mulia. Daam golongan yang sama energi ionisasi menurun dengan naiknya nomor atom. Kecenderungan seperti ini dapat dijelaskan dengan jumlah elektron valensi, muatan inti, dan jumlah elektron dalam.
Gambar 5.1 Energi ionisasi pertama atom. Untuk setiap perioda, energi ionisai minimum untuk logam alkali dan maksimumnya untuk gas mulia.
b. Afinitas elektron dan keelektronegatifan
Afinitas elektron didefinisikan sebagai kalor reaksi saat elektron ditambahkan kepada atom netral gas. Tabel 5.6 menunjukkan bahwa afinitas elektron lebih besar untuk non logam daripada untuk logam.
Besarnya kenegativan(elektron) yang didefinisikan dengan keelektronegatifan (Tabel 5.7), yang merupakan ukuran kemampuan atom mengikat elektron. Kimiawan dari Amerika Robert Sanderson Mulliken (1896-1986) mendefinisikan keelektronegativan sebanding dengan rata-rata aritmatik energi ionisasi dan afinitas elektron.
Tabel 5.6 Afinitas elektron atom.
________________________________________
H 72,4 C 122,5 F 322,3
Li 59, O 141,8 Cl 348,3
Na 54,0 P 72,4 Br 324,2
K 48,2 S 200,7 I 295,2
________________________________________
Tabel 5.7 Keelektronegativitan unsur golongan utama elements (Pauling)
Pauling mendefinisikan perbedaan keelektronegativan antara dua atom A dan B sebagai perbedaan energi ikatan molekul diatomik AB, AA dan BB. Anggap D(A-B), D(A-A) dan D(B-B) adalah energi ikatan masing-masing untuk AB, AA dan BB. D(A-B) lebih besar daripada rata-rata geometri D(A-A) dan D(B-B). Hal ini karena molekul hetero-diatomik lebih stabil daripada molekul homo-diatomik karena kontribusi struktur ionik. Akibatnya, ∆(A-B), yang didefinisikan sebagai berikut, akan bernilai positif:
(A-B) = D(A-B) -√D(A-A)D(B-B) > 0 (5.3)
(A-B) akan lebih besar dengan membesarnya karakter ionik. Dengan menggunakan nilai ini, Pauling mendefinisikan keelektronegativan x sebagai ukuran atom menarik elektron.
|xA -xB|= √D(A-B) (5.4)
xA dan xB adalah keelektronegativan atom A dan B.
Apapun skala keelektronegativan yang dipilih, jelas bahwa keelektronegativan meningkat dari kiri ke kanan dan menurun dari atas ke bawah. Keelketroegativan sangat bermanfaat untuk memahami sifat kimia unsur.
Informasi lain yang bermanfaat dapat disimpulkan dari Tabel 5.7. Perbedaan keelektronegativan antara dua atom yang berikatan, walaupun hanya semi kuantitatif, berhubungan erat dengan sifat ikatan kimia seperti momen dipol dan energi ikatan..
Misalnya ada distribusi muatan yang tidak sama dalam ikatan A-B (xA > xB). Pasangan muatan positif dan negatif ±q yang dipisahkan dengan jarak r akan membentuk dipol (listrik).
Arah dipol dapat direpresentasikan dengan panah yang mengarah ke pusat muatan negatif dengan awal panah berpusat di pusat muatan positif. Besarnya dipol, rq, disebut momen dipol. Momen dipol adalah besaran vektor dan besarnya adalah µ dan memiliki arah.
Besarnya momen dipol dapat ditentukan dengan percobaan tetapi arahnya tidak dapat. Momen dipol suatu molekul (momen dipol molekul) adalah resultan vektor momen dipol ikatan-ikatan yang ada dalam molekul. Bila ada simetri dalam molekul, momen dipol ikatan yang besar dapat menghilangkan satu sama lain sehingga momen dipol molekul akan kecil atau bahkan nol.
c. Bilangan oksidasi atom
Terdapat hubungan yang jelas antara bilangan oksidasi (atau tingkat oksidasi) atom dan posisinya dalam tabel periodik. Bilangan oksidasi atom dalam senyawa kovalen didefinisikan sebagai muatan imajiner atom yang akan dimiliki bila elektron yang digunakan bersama dibagi sama rata antara atom yang berikatan (kalau atom yang berikatan sama) atau diserahkan semua ke atom yang lebih kuat daya tariknya (kalau yang berikatan atom yang berbeda).
(1) UNSUR GOLONGAN UTAMA
Untuk unsur golongan utama, bilangan oksidasi dalam banyak kasus adalah jumlah elektron yang akan dilepas atau diterima untuk mencapai konfigurasi elektron penuh, ns2np6 (kecuali untuk periode pertama) atau konfigurasi elektron nd10 (gambar 5.2).
Hal ini jelas untuk unsur-unsur periode yang rendah yang merupakan anggota golongan 1, 2 dan 13-18. Untuk periode yang lebih besar, kecenderungannya memiliki bilangan oksidasi yang berhubungan dengan konfigurasi elektron dengan elektron ns dipertahankan dan elektron np akan dilepas.
Unsur logam dan semilogam (silikon Si atau germanium Ge) jarang memiliki nilai bilangan oksidasi negatif, tetapi bagi non logam fenomena ini umum dijumpai. Dalam hidrida nitrogen dan fosfor, NH3 dan PH3, bilangan oksidasi N dan P adalah–3. Semakin tinggi periode unsur, unsur akan kehilangan sifat ini dan bismut Bi tidak memiliki bilangan oksidasi negatif. Di antara unsur golongan 16, bilangan oksidasi-2 dominan seperti dalam kasus oksigen O. Kecenderungan ini lagi-lagi akan menurun untuk unsur-unsur di periode lebih tinggi. Misalkan oksigen hanya memiliki bilangan oksidasi negatif, tetapi S memiliki bilangan oksidasi positif seperti +4 dan +6 yang juga signifikan.
(2) UNSUR TRANSISI
Walaupun unsur transisi memiliki beberapa bilangan oksidasi, keteraturan dapat dikenali. Bilangan oksidasi tertinggi atom yang memiliki lima elektron yakni jumlah orbital d berkaitan dengan keadaan saat semua elektron d (selain elektron s) dikeluarkan. Jadi, dalam kasus skandium dengan konfigurasi elektron (n-1)d1ns2, bilangan oksidasinya 3. Mangan dengan konfigurasi (n-1)d5ns2, akan berbilangan oksidasi maksimum +7.
Bila jumlah elektron d melebihi 5, situasinya berubah. Untuk besi Fe dengan konfigurasi elektron (n-1)d6ns2, bilangan oksidasi utamanya adalah +2 dan +3. Sangat jarang ditemui bilangan oksidasi +6. Bilangan oksidasi tertinggi sejumlah logam transisi penting seperti kobal Co, Nikel Ni, tembaga Cu dan zink Zn lebih rendah dari bilangan oksidasi atom yang kehilangan semua elektron (n–1)d dan ns-nya. Di antara unsur-unsur yang ada dalam golongan yang sama, semakin tinggi bilangan oksidasi semakin penting untuk unsur-unsur pada periode yang lebih besar.
d. Ukuran atom dan ion
Keperiodikan umum yang terlihat di gambar 5.3 yang menunjukkan kecenderungan jari-jari atom dan ion. Misalnya, jari-jari kation unsur seperiode akan menurun dengan meningkatnya nomor atom. Hal ini logis karena muatan inti yang semakin besar akan menarik elektron lebih kuat. Untuk jari-jari ionik, semakin besar periodenya, semakin besar jari-jari ionnya.
KONSEP ATOM
Diposting oleh
Siti Kamilah
komentar (0)
Bagaimana konsep dasar tentang Atom itu?
Konsep dasar tentang atom sebenarnya sudah lama dikenal orang. Konsep tersebut antara lain berasal dari pemikiran orang Yunani kuno yang dipelopori oleh Democritus yang hidup pada akhir abad ke-4 dan awal abad ke-5 Sebelum Masehi. Menurut teori yang dikemukakannya, suatu benda dapat dibagi menjadi bagian-bagian yang sangat kecil yang akhirnya tidak dapat dibagi lagi yang disebut atom. Kata atom berasal dari bahasa Yunani yaitu ”atomos” yang berarti ”tidak dapat dibagi”.
Disebutkan bahwa alasan ini berasal dari observasi di mana butiran pasir dapat bersama-sama membentuk sebuah pantai. Dalam analoginya, pasir adalah atom, dan pantai adalah senyawa. Analogi ini kemudian dapat dihubungkan dengan pengertian Democritus terhadap atom yang tidak bisa dibagi lagi: walaupun sebuah pantai dapat dibagi ke dalam butiran-butiran pasirnya, butiran pasir ini tidak dapat dibagi. Democritus juga beralasan bahwa atom sepenuhnya padat, dan tidak memiliki struktur internal. Dia juga berpikir harus ada ruang kosong antar atom untuk memberikan ruang untuk pergerakannya (seperti pergerakan dalam air dan udara, atau fleksibilitas benda padat). Sebagai tambahan, Democritus juga menjelaskan bahwa untuk menjelaskan perbedaan sifat dari material yang berbeda, atom dibedakan ke dalam bentuk, massa dan ukurannya. Namun model Democritus ini kurang memiliki bukti eksperimental, namun baru tahun 1800an bukti eksperimental muncul.
Teori Perkembangan Atom
Teori Atom Dalton
Pada tahun 1803, John Dalton mengemukakan mengemukakan pendapatnya tentang atom. Teori atom Dalton didasarkan pada dua hukum, yaitu hukum kekekalan massa (hukum Lavoisier) dan hukum susunan tetap (hukum prouts). Lavosier mennyatakan bahwa “Massa total zat-zat sebelum reaksi akan selalu sama dengan massa total zat-zat hasil reaksi”. Sedangkan Prouts menyatakan bahwa “Perbandingan massa unsur-unsur dalam suatu senyawa selalu tetap”. Dari kedua hukum tersebut Dalton mengemukakan pendapatnya tentang atom sebagai berikut :
Atom merupakan bagian terkecil dari materi yang sudah tidak dapat dibagi lagi
Atom digambarkan sebagai bola pejal yang sangat kecil, suatu unsur memiliki atom-atom yang identik dan berbeda untuk unsur yang berbeda
Atom-atom bergabung membentuk senyawa dengan perbandingan bilangan bulat dan sederhana. Misalnya air terdiri atom-atom hidrogen dan atom-atom oksigen.
Reaksi kimia merupakan pemisahan atau penggabungan atau penyusunan kembali dari atom-atom, sehingga atom tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan.
Hipotesa Dalton digambarkan dengan model atom sebagai bola pejal seperti pada tolak peluru.
Kelemahan Teori Atom Dalton adalah tidak menerangkan hubungan antara larutan senyawa dan daya hantar listrik
Teori Atom J. J. Thomson
Berdasarkan penemuan tabung katode yang lebih baik oleh William Crookers, maka J.J. Thomson meneliti lebih lanjut tentang sinar katode dan dapat dipastikan bahwa sinar katode merupakan partikel, sebab dapat memutar baling-baling yang diletakkan diantara katode dan anode. Dari hasil percobaan ini, Thomson menyatakan bahwa sinar katode merupakan partikel penyusun atom (partikel subatom) yang bermuatan negatif dan selanjutnya disebut elektron.
Atom merupakan partikel yang bersifat netral, oleh karena elektron bermuatan negatif, maka harus ada partikel lain yang bermuatan positifuntuk menetrallkan muatan negatif elektron tersebut. Dari penemuannya tersebut, Thomson memperbaiki kelemahan dari teori atom dalton dan mengemukakan teori atomnya yang dikenal sebagai Teori Atom Thomson. Yang menyatakan bahwa:
“Atom merupakan bola pejal yang bermuatan positif dan didalamya tersebar muatan negatif elektron.”
Model atom ini dapat digambarkan sebagai jambu biji yang sudah dikelupas kulitnya. biji jambu menggambarkan elektron yang tersebar marata dalam bola daging jambu yang pejal, yang pada model atom Thomson dianalogikan sebagai bola positif yang pejal. Kelemahan teori atom J. J. Thomson adalah tidak dapat menjelaskan susunan muatan positif dan muatan negatif dalam bola atom tersebut.
Teori Atom Ernest Rutherford
Rutherford bersama dua orang muridnya (Hans Geigerdan Erners Masreden) melakukan percobaan yang dikenal dengan hamburan sinar alfa (λ) terhadap lempeng tipis emas. Sebelumya telah ditemukan adanya partikel alfa, yaitu partikel yang bermuatan positif dan bergerak lurus, berdaya tembus besar sehingga dapat menembus lembaran tipis kertas. Percobaan tersebut sebenarnya bertujuan untuk menguji pendapat Thomson, yakni apakah atom itu betul-betul merupakan bola pejal yang positif yang bila dikenai partikel alfa akan dipantulkan atau dibelokkan. Dari pengamatan mereka, didapatkan fakta bahwa apabila partikel alfa ditembakkan pada lempeng emas yang sangat tipis, maka sebagian besar partikel alfa diteruskan (ada penyimpangan sudut kurang dari 1°), tetapi dari pengamatan Marsden diperoleh fakta bahwa satu diantara 20.000 partikel alfa akan membelok sudut 90° bahkan lebih.
Berdasarkan gejala-gejala yang terjadi, diperoleh beberapa kesimpulan beberapa berikut:
Atom bukan merupakan bola pejal, karena hampir semua partikel alfa diteruskan.
Jika lempeng emas tersebut dianggap sebagai satu lapisan atom-atom emas, maka didalam atom emas terdapat partikel yang sangat kecil yang bermuatan positif.
Partikel tersebut merupakan partikelyang menyusun suatu inti atom, berdasarkan fakta bahwa 1 dari 20.000 partikel alfa akan dibelokkan. Bila perbandingan 1:20.000 merupakan perbandingan diameter, maka didapatkan ukuran inti atom kira-kira 10.000 lebih kecil daripada ukuran atom keseluruhan.
Berdasarkan fakta-fakta yang didapatkan dari percobaan tersebut, Rutherford mengusulkan model atom yang dikenal dengan Model Atom Rutherford yang menyatakan bahwa “Atom terdiri dari inti atom yang sangat kecil dan bermuatan positif, dikelilingi oleh elektron yang bermuatan negatif.” Rutherford menduga bahwa didalam inti atom terdapat partikel netral yang berfungsi mengikat partikel-partikel positif agar tidak saling tolak menolak.
Kelemahan teori atom Rutherford ini adalah tidak bisa menjelaskan mengapa electron tidak dapat jatuh ke inti.
Teori Atom Niels Bohr
Tahun 1913, pakar fisika Denmark bernama Neils Bohr memperbaiki kegagalan atom Rutherford melalui percobaannya tentang spektrum atom hidrogen. Percobaannya ini berhasil memberikan gambaran keadaan elektron dalam menempati daerah di sekitar inti atom.
Penjelasan Bohr tentang atom hidrogen melibatkan gabungan antara teori klasik dari Rutherford dan teori kuantum dari Planck, diungkapkan dengan empat postulat, sebagai berikut:
Hanya ada seperangkat orbit tertentu yang diperbolehkan bagi satu elektron dalam atom hidrogen. Orbit ini dikenal sebagai keadaan gerak stasioner (menetap) elektron dan merupakan lintasan melingkar disekeliling inti.
Selama elektron berada dalam lintasan stasioner, energi elektron tetap sehingga tidak ada energi dalam bentuk radiasi yang dipancarkan maupun diserap.
Elektron hanya dapat berpindah dari satu lintasan stasioner ke lintasan stasioner lain. Pada peralihan ini, sejumlah energi tertentu terlibat, besarnya sesuai dengan persamaan planck, ΔE = hv.
Lintasan stasioner yang dibolehkan memilki besaran dengan sifat-sifat tertentu, terutama sifat yang disebut momentum sudut. Besarnya momentum sudut merupakan kelipatan dari h/2∏ atau nh/2∏, dengan n adalah bilangan bulat dan h adalah tetapan Planck.
Menurut model atom bohr, elektron-elektron mengelilingi inti pada lintasan-lintasan tertentu yang disebut kulit elektron atau tingkat energi. Tingkat energi paling rendah adalah kulit elektron yang terletak paling dalam, semakin keluar semakin besar nomor kulitnya dan semakin tinggi tingkat energinya.
Kelemahan teori atom Bohr ini adalah Model atom ini tidak bisa menjelaskan spektrum warna dari atom berelektron banyak.
Teori Atom Modern
Model atom mekanika kuantum dikembangkan oleh Erwin Schrodinger (1926).Sebelum Erwin Schrodinger, seorang ahli dari Jerman Werner Heisenberg mengembangkan teori mekanika kuantum yang dikenal dengan prinsip ketidakpastian yaitu “Tidak mungkin dapat ditentukan kedudukan dan momentum suatu benda secara seksama pada saat bersamaan, yang dapat ditentukan adalah kebolehjadian menemukan elektron pada jarak tertentu dari inti atom”.
Model atom mutakhir atau model atom mekanika gelombang
Daerah ruang di sekitar inti dengan kebolehjadian untuk mendapatkan elektron disebut orbital. Bentuk dan tingkat energi orbital dirumuskan oleh Erwin Schrodinger. Erwin Schrodinger memecahkan suatu persamaan untuk mendapatkan fungsi gelombang untuk menggambarkan batas kemungkinan ditemukannya elektron dalam tiga dimensi.
Awan elektron disekitar inti menunjukan tempat kebolehjadian elektron. Orbital menggambarkan tingkat energi elektron. Orbital-orbital dengan tingkat energi yang sama atau hampir sama akan membentuk sub kulit. Beberapa sub kulit bergabung membentuk kulit.Dengan demikian kulit terdiri dari beberapa sub kulit dan subkulit terdiri dari beberapa orbital. Walaupun posisi kulitnya sama tetapi posisi orbitalnya belum tentu sama.
Ciri khas model atom mekanika gelombang, diantaranya :
Gerakan elektron memiliki sifat gelombang, sehingga lintasannya (orbitnya) tidak stasioner seperti model Bohr, tetapi mengikuti penyelesaian kuadrat fungsi gelombang yang disebut orbital (bentuk tiga dimensi darikebolehjadian paling besar ditemukannya elektron dengan keadaan tertentu dalam suatu atom)
Bentuk dan ukuran orbital bergantung pada harga dari ketiga bilangan kuantumnya. (Elektron yang menempati orbital dinyatakan dalam bilangan kuantum tersebut)
Posisi elektron sejauh 0,529 Amstrong dari inti H menurut Bohr bukannya sesuatu yang pasti, tetapi bolehjadi merupakan peluang terbesar ditemukannya elektron.
Pada tahun 1932, model atom Rutherford dimodifikasi sedikit oleh adanya penemuan neutron oleh James Chadwick. Chadwick menemukan bahwa penembakan partikel-α terhadap berilium dapat menghasilkan neutron, partikel tak bermuatan, namun dengan massa sedikit lebih besar dibandingkan massa proton. Sehingga, model atom kontemporer adalah model dengan inti atom besar yang mengandung proton dan neutron dikelilingi oleh awan tipis elektron. Adanya neutron juga menjelaskan mengapa massa atom lebih berat dari massa total proton dan elektronnya.
Dengan pengertian dasar tentang bagian fundamental atom seperti elektron, proton, dan neutron, maka dapat dimungkinkan adanya model yang lebih rumit dan lengkap lagi dari atom yang cukup dapat menjelaskan sifat dan karakteristik atom dan senyawa atom.
Percobaan Chadwick:
Konsep dasar tentang atom sebenarnya sudah lama dikenal orang. Konsep tersebut antara lain berasal dari pemikiran orang Yunani kuno yang dipelopori oleh Democritus yang hidup pada akhir abad ke-4 dan awal abad ke-5 Sebelum Masehi. Menurut teori yang dikemukakannya, suatu benda dapat dibagi menjadi bagian-bagian yang sangat kecil yang akhirnya tidak dapat dibagi lagi yang disebut atom. Kata atom berasal dari bahasa Yunani yaitu ”atomos” yang berarti ”tidak dapat dibagi”.
Disebutkan bahwa alasan ini berasal dari observasi di mana butiran pasir dapat bersama-sama membentuk sebuah pantai. Dalam analoginya, pasir adalah atom, dan pantai adalah senyawa. Analogi ini kemudian dapat dihubungkan dengan pengertian Democritus terhadap atom yang tidak bisa dibagi lagi: walaupun sebuah pantai dapat dibagi ke dalam butiran-butiran pasirnya, butiran pasir ini tidak dapat dibagi. Democritus juga beralasan bahwa atom sepenuhnya padat, dan tidak memiliki struktur internal. Dia juga berpikir harus ada ruang kosong antar atom untuk memberikan ruang untuk pergerakannya (seperti pergerakan dalam air dan udara, atau fleksibilitas benda padat). Sebagai tambahan, Democritus juga menjelaskan bahwa untuk menjelaskan perbedaan sifat dari material yang berbeda, atom dibedakan ke dalam bentuk, massa dan ukurannya. Namun model Democritus ini kurang memiliki bukti eksperimental, namun baru tahun 1800an bukti eksperimental muncul.
Teori Perkembangan Atom
Teori Atom Dalton
Pada tahun 1803, John Dalton mengemukakan mengemukakan pendapatnya tentang atom. Teori atom Dalton didasarkan pada dua hukum, yaitu hukum kekekalan massa (hukum Lavoisier) dan hukum susunan tetap (hukum prouts). Lavosier mennyatakan bahwa “Massa total zat-zat sebelum reaksi akan selalu sama dengan massa total zat-zat hasil reaksi”. Sedangkan Prouts menyatakan bahwa “Perbandingan massa unsur-unsur dalam suatu senyawa selalu tetap”. Dari kedua hukum tersebut Dalton mengemukakan pendapatnya tentang atom sebagai berikut :
Atom merupakan bagian terkecil dari materi yang sudah tidak dapat dibagi lagi
Atom digambarkan sebagai bola pejal yang sangat kecil, suatu unsur memiliki atom-atom yang identik dan berbeda untuk unsur yang berbeda
Atom-atom bergabung membentuk senyawa dengan perbandingan bilangan bulat dan sederhana. Misalnya air terdiri atom-atom hidrogen dan atom-atom oksigen.
Reaksi kimia merupakan pemisahan atau penggabungan atau penyusunan kembali dari atom-atom, sehingga atom tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan.
Hipotesa Dalton digambarkan dengan model atom sebagai bola pejal seperti pada tolak peluru.
Kelemahan Teori Atom Dalton adalah tidak menerangkan hubungan antara larutan senyawa dan daya hantar listrik
Teori Atom J. J. Thomson
Berdasarkan penemuan tabung katode yang lebih baik oleh William Crookers, maka J.J. Thomson meneliti lebih lanjut tentang sinar katode dan dapat dipastikan bahwa sinar katode merupakan partikel, sebab dapat memutar baling-baling yang diletakkan diantara katode dan anode. Dari hasil percobaan ini, Thomson menyatakan bahwa sinar katode merupakan partikel penyusun atom (partikel subatom) yang bermuatan negatif dan selanjutnya disebut elektron.
Atom merupakan partikel yang bersifat netral, oleh karena elektron bermuatan negatif, maka harus ada partikel lain yang bermuatan positifuntuk menetrallkan muatan negatif elektron tersebut. Dari penemuannya tersebut, Thomson memperbaiki kelemahan dari teori atom dalton dan mengemukakan teori atomnya yang dikenal sebagai Teori Atom Thomson. Yang menyatakan bahwa:
“Atom merupakan bola pejal yang bermuatan positif dan didalamya tersebar muatan negatif elektron.”
Model atom ini dapat digambarkan sebagai jambu biji yang sudah dikelupas kulitnya. biji jambu menggambarkan elektron yang tersebar marata dalam bola daging jambu yang pejal, yang pada model atom Thomson dianalogikan sebagai bola positif yang pejal. Kelemahan teori atom J. J. Thomson adalah tidak dapat menjelaskan susunan muatan positif dan muatan negatif dalam bola atom tersebut.
Teori Atom Ernest Rutherford
Rutherford bersama dua orang muridnya (Hans Geigerdan Erners Masreden) melakukan percobaan yang dikenal dengan hamburan sinar alfa (λ) terhadap lempeng tipis emas. Sebelumya telah ditemukan adanya partikel alfa, yaitu partikel yang bermuatan positif dan bergerak lurus, berdaya tembus besar sehingga dapat menembus lembaran tipis kertas. Percobaan tersebut sebenarnya bertujuan untuk menguji pendapat Thomson, yakni apakah atom itu betul-betul merupakan bola pejal yang positif yang bila dikenai partikel alfa akan dipantulkan atau dibelokkan. Dari pengamatan mereka, didapatkan fakta bahwa apabila partikel alfa ditembakkan pada lempeng emas yang sangat tipis, maka sebagian besar partikel alfa diteruskan (ada penyimpangan sudut kurang dari 1°), tetapi dari pengamatan Marsden diperoleh fakta bahwa satu diantara 20.000 partikel alfa akan membelok sudut 90° bahkan lebih.
Berdasarkan gejala-gejala yang terjadi, diperoleh beberapa kesimpulan beberapa berikut:
Atom bukan merupakan bola pejal, karena hampir semua partikel alfa diteruskan.
Jika lempeng emas tersebut dianggap sebagai satu lapisan atom-atom emas, maka didalam atom emas terdapat partikel yang sangat kecil yang bermuatan positif.
Partikel tersebut merupakan partikelyang menyusun suatu inti atom, berdasarkan fakta bahwa 1 dari 20.000 partikel alfa akan dibelokkan. Bila perbandingan 1:20.000 merupakan perbandingan diameter, maka didapatkan ukuran inti atom kira-kira 10.000 lebih kecil daripada ukuran atom keseluruhan.
Berdasarkan fakta-fakta yang didapatkan dari percobaan tersebut, Rutherford mengusulkan model atom yang dikenal dengan Model Atom Rutherford yang menyatakan bahwa “Atom terdiri dari inti atom yang sangat kecil dan bermuatan positif, dikelilingi oleh elektron yang bermuatan negatif.” Rutherford menduga bahwa didalam inti atom terdapat partikel netral yang berfungsi mengikat partikel-partikel positif agar tidak saling tolak menolak.
Kelemahan teori atom Rutherford ini adalah tidak bisa menjelaskan mengapa electron tidak dapat jatuh ke inti.
Teori Atom Niels Bohr
Tahun 1913, pakar fisika Denmark bernama Neils Bohr memperbaiki kegagalan atom Rutherford melalui percobaannya tentang spektrum atom hidrogen. Percobaannya ini berhasil memberikan gambaran keadaan elektron dalam menempati daerah di sekitar inti atom.
Penjelasan Bohr tentang atom hidrogen melibatkan gabungan antara teori klasik dari Rutherford dan teori kuantum dari Planck, diungkapkan dengan empat postulat, sebagai berikut:
Hanya ada seperangkat orbit tertentu yang diperbolehkan bagi satu elektron dalam atom hidrogen. Orbit ini dikenal sebagai keadaan gerak stasioner (menetap) elektron dan merupakan lintasan melingkar disekeliling inti.
Selama elektron berada dalam lintasan stasioner, energi elektron tetap sehingga tidak ada energi dalam bentuk radiasi yang dipancarkan maupun diserap.
Elektron hanya dapat berpindah dari satu lintasan stasioner ke lintasan stasioner lain. Pada peralihan ini, sejumlah energi tertentu terlibat, besarnya sesuai dengan persamaan planck, ΔE = hv.
Lintasan stasioner yang dibolehkan memilki besaran dengan sifat-sifat tertentu, terutama sifat yang disebut momentum sudut. Besarnya momentum sudut merupakan kelipatan dari h/2∏ atau nh/2∏, dengan n adalah bilangan bulat dan h adalah tetapan Planck.
Menurut model atom bohr, elektron-elektron mengelilingi inti pada lintasan-lintasan tertentu yang disebut kulit elektron atau tingkat energi. Tingkat energi paling rendah adalah kulit elektron yang terletak paling dalam, semakin keluar semakin besar nomor kulitnya dan semakin tinggi tingkat energinya.
Kelemahan teori atom Bohr ini adalah Model atom ini tidak bisa menjelaskan spektrum warna dari atom berelektron banyak.
Teori Atom Modern
Model atom mekanika kuantum dikembangkan oleh Erwin Schrodinger (1926).Sebelum Erwin Schrodinger, seorang ahli dari Jerman Werner Heisenberg mengembangkan teori mekanika kuantum yang dikenal dengan prinsip ketidakpastian yaitu “Tidak mungkin dapat ditentukan kedudukan dan momentum suatu benda secara seksama pada saat bersamaan, yang dapat ditentukan adalah kebolehjadian menemukan elektron pada jarak tertentu dari inti atom”.
Model atom mutakhir atau model atom mekanika gelombang
Daerah ruang di sekitar inti dengan kebolehjadian untuk mendapatkan elektron disebut orbital. Bentuk dan tingkat energi orbital dirumuskan oleh Erwin Schrodinger. Erwin Schrodinger memecahkan suatu persamaan untuk mendapatkan fungsi gelombang untuk menggambarkan batas kemungkinan ditemukannya elektron dalam tiga dimensi.
Awan elektron disekitar inti menunjukan tempat kebolehjadian elektron. Orbital menggambarkan tingkat energi elektron. Orbital-orbital dengan tingkat energi yang sama atau hampir sama akan membentuk sub kulit. Beberapa sub kulit bergabung membentuk kulit.Dengan demikian kulit terdiri dari beberapa sub kulit dan subkulit terdiri dari beberapa orbital. Walaupun posisi kulitnya sama tetapi posisi orbitalnya belum tentu sama.
Ciri khas model atom mekanika gelombang, diantaranya :
Gerakan elektron memiliki sifat gelombang, sehingga lintasannya (orbitnya) tidak stasioner seperti model Bohr, tetapi mengikuti penyelesaian kuadrat fungsi gelombang yang disebut orbital (bentuk tiga dimensi darikebolehjadian paling besar ditemukannya elektron dengan keadaan tertentu dalam suatu atom)
Bentuk dan ukuran orbital bergantung pada harga dari ketiga bilangan kuantumnya. (Elektron yang menempati orbital dinyatakan dalam bilangan kuantum tersebut)
Posisi elektron sejauh 0,529 Amstrong dari inti H menurut Bohr bukannya sesuatu yang pasti, tetapi bolehjadi merupakan peluang terbesar ditemukannya elektron.
Pada tahun 1932, model atom Rutherford dimodifikasi sedikit oleh adanya penemuan neutron oleh James Chadwick. Chadwick menemukan bahwa penembakan partikel-α terhadap berilium dapat menghasilkan neutron, partikel tak bermuatan, namun dengan massa sedikit lebih besar dibandingkan massa proton. Sehingga, model atom kontemporer adalah model dengan inti atom besar yang mengandung proton dan neutron dikelilingi oleh awan tipis elektron. Adanya neutron juga menjelaskan mengapa massa atom lebih berat dari massa total proton dan elektronnya.
Dengan pengertian dasar tentang bagian fundamental atom seperti elektron, proton, dan neutron, maka dapat dimungkinkan adanya model yang lebih rumit dan lengkap lagi dari atom yang cukup dapat menjelaskan sifat dan karakteristik atom dan senyawa atom.
Percobaan Chadwick:
Langganan:
Postingan (Atom)
