Pengertian, Konsep dan Struktur Atom

Illustrasi Atom, Sumber: pixabay.com

Konsep atau definisi dari atom adalah suatu materi yang terkecil, dimana materi tersebut sudah tidak dapat dibagi menjadi partikel yang lebih kecil lagi. Penamaan atom berasal dari A yang artinya tidak, dan Tomos yang artinya memotong. Oleh karena itu, atom adalah suatu materi yang tidak dapat dibagi lagi. Atom tidak dapat diciptakan maupun dimusnahkan. Partikel dasar atom terdiri dari elektron, proton dan neutron.

Pada abad ke-5 SM, ahli filsafat yunani yang bernama Leucippus berpendapat bahwa senyawa tersusun dari partikel atau butiran kecil. Kemudian muridnya yaitu Democritus, mengembangkan pendapat gurunya bahwa butiran kecil tersebut tidak dapat dibagi menjadi partikel lebih kecil. Atom setiap unsur berbeda bentuk dan ukurannya. Namun sayangnya, pendapat tersebut ada tanpa bukti eksperimen dan juga tidak ada teknologi yang yang mendukung.

Berdasarkan perkembangan teori atom, konsep tentang atom terus berkembang mulai dari konsep atom menurut Democritus, hingga konsep teori atom menurut Bohr (1913) dan Model Quantum Cloud Model (1930). Berikut adalah penjelasan konsep teori atom berdasarkan beberapa tokoh.

1. Model Atom Dalton

Atom ialah bagian terkecil suatu zat yang tidak dapat dibagi-dibagi. Atom tidak dapat dimusnahkan & diciptakan. Konsep Model Atom Dalton yaitu:

a. Atom adalah benda (zat) tersusun atas partikel-partikel terkecil yang tidak dapat dipisahkan lagi atau dibagi lagi.

b. Sifat benda (zat) sama dengan sifat atom-atom penyusunnya.

c. Bila sifat-sifat suatu zat berbeda dengan lainnya, menunjukkan atom-atom penyusun zat-zat tersebut berbeda pula.

d. Reaksi kimia hakekatnya adalah penyusunan kembali atom dalam suatu zat.

e. Pada reaksi kimia jumlah atom-atom yang terlibat dalam penyusunan zat memiliki perbandingan berupa bilangan bulat sederhana.

Seiring dengan perkembangan teori atom, ditemukanlah kelemahan dari konsep Model Atom Dalton, yaitu:

a. Reaksi kimia nuklir suatu atom dapat berubah menjadi atom lain.

b. Tidak adanya penjelasan sifat listrik materi.

c. Tidak adanya penjelasan daya gabung unsur-unsur. Misalnya, penyebab satu atom oksigen dapat mengikat dua atom hidrogen untuk membentuk molekul air.

2. Model Atom Thomson

Thomson melakukan eksperimen dengan lampu tabung, didapatkan teori:

1. bahwa atom bukan sebagai partikel terkecil dari suatu benda.

2. Atom berbentuk bola pejal, dimana terdapat muatan listrik positif dan negatif tersebar merata di seluruh bagian layaknya roti kismis.

3. Pada atom netral jumlah muatan listrik negatif sama dengan jumlah muatan listrik positif.

4. Masa elektron jauh lebih kecil dibandingkan dengan masa atom.

Model Atom Thomson merupakan penyempurnaan dari Model Atom Dalton setelah ia menemukan adanya elektron. Dalam Model Atom Thomson, terdapat elektron yang tersebar merata bermuatan positif. Keadaan tersebut diumpamakan seperti roti kismis. Namun sayangnya, Model Atom Thomson tidak dapat menerangkan dinamika reaksi kimia yang terjadi antar atom.

 

3. Model Atom Rutherford

      Rutherford mengajukan teori tentang atom, bahwa atom terdiri atas inti atom yang bermuatan listrik positif, dimana masa atom hampir seluruhnya hampir berada pada inti atom. Muatan listrik negatif (elektron) berada sangat jauh dari inti. Untuk menjaga kestabilan jarak elektron terhadap inti, maka muatan elektron senantiasa bergerak mengelilingi inti. Secara rinci dapat dijelaskan sebagai berikut:

1. Atom merupakan susunan berongga mirip tata surya.

2. Seluruh muatan positif dan massa atom terpusat pada inti atom.

3. Pada inti atom terdapat proton selama beredar pada lintasannya, sedangkan elektron tidak mengalami perubahan energi.

4. Elektron dapat berpindah dari energi yang rendah, ke tingkat yang lebih tinggi jika menyerap energi dan sebaliknya.

5. Elektron beredar mengelilingi inti dalam lintasan dengan tingkat tertentu.

Kelemahan dari Model Atom Rutherford adalah beliau tidak dapat menjelaskan mengapa elektron yang beredar mengelilingi inti tidak jatuh ke inti karena ada gaya tarik-menarik antara inti dan elektron. Energi total semakin besar, elektron jatuh ke inti tetapi kenyataannya hal itu tidak pernah terjadi. Dan spektrum atom kontinu, padahal sebenarnya terputus / diskrit. 

Terdapat rumus yang memperhitungkan kestabilan jarak elektron terhadap gaya tarik inti. Hal ini disebabkan karena muatan listrik elektron berlawanan jenis dengan muatan listrik inti atom, sehingga elektron mengalami gaya inti atom berupa gaya elektrostatik atau gaya coloumb besar. Berikut adalah rumus gaya inti atom yang dialami oleh elektron:

gaya inti atom

Kestabilan jarak elektron terhadap gaya tarik inti juga memperhitungkan gaya sentrifugal sebagai penyeimbang gaya elektron, berikut adalah rumusnya:

F_s = m v²/ r

F_s = Gaya sentrifugal (N)

m = Massa elektron (9,1 x 10^-31)

v  = Kelajuan gerak elektron (m/s)

4. Model Atom Bohr

Niels Bohr menemukan teori baru mengenai struktur dan sifat atom pada tahun 1913. Prinsipnya pada teori tersebut adalah perpaduan teori kuantum Planck dan teori atom dari Rutherford yang dikemukakan pada tahun 1911. Model Atom Bohr dinyatakan dalam postulat berikut:

1. Elektron mengelilingi inti dalam orbit berbentuk lingkaran dibawah pengaruh gaya coloumb.

2. Elektron mengelilingi inti melalui lintasan stasioner. Elektron memiliki lintasan tersendiri, sehingga elektron dalam mengorbit tidak sembarangan. Elektron mengorbit melalui lintasan tertentu dengan momentum anguler tertentu tanpa membebaskan energi dengan energi tertentu. Momentum angular elektron selama mengelilingi inti atom harus bilangan bulat positif h. Perhitungannya adalah sebagai berikut:

Pada lintasan stasioner, elektron mengorbit tanpa memancarkan energi. Elektron mampu untuk berpindah orbit dari kulit luar ke kulit yang lebih dalam, akan dibebaskan energi dan berlaku sebaliknya. Oleh karena itu perhitungan energi yang dibebaskan adalah sebagai berikut:

Susunan atom menurut Niels Bohr muncul untuk menutupi kelemahan dari model atom Rutherford. Bohr menyatakan adanya peredaran elektron dan perpindahan elektron. Atom memiliki beberapa lintasan atau orbit bagi tempat beredarnya elektron. Pada saat elektron beredar, elektron tidak membebaskan energi dan tidak pula menyerap energi hal ini yang menyebabkan elektron tetap stabil dan tidak jatuh ke inti atom. Lintasan atau orbit elektron menunjukkan tingkat energi elektron. Tingkat energi yang paling rendah yaitu lintasan yang dekat dengan inti, yaitu E1 (kulit K). Selanjutnya tingkat energi kedua (E2) atau kulit M, dan seterusnya. Urutan tingkat energinya yaitu E1<E2<E3<...dan seterusnya.

Elektron dapat berpindah dari tingkat energi terendah ke tingkat yang lebih tinggi dengan cara menyerap energi. Dan elekron juga dapat berpindah dari tempat tertinggi ke tingkat energi terendah dengan cara membebaskan energi.

Illustrasi Susunan Atom

5. Model Atom Mekanika Kuantum

Model atom ini merupakan penyempurnaan dari model atom Bohr. Mekanika kuantum (mekanika gelombang) memiliki konsep dualitas gelombang partikel, prinsip ketidakpastian dan pernyataan elektron sebagai gelombang materi.

Model ini menggambarkan hukum gerakan yang diaplikasikan pada partikel yang sangat kecil (elektron) yang dapat bersifat pasti, sebagai partikel atau gelombang. Model atom ini menyetakan bahwa “Posisi elektron di dalam atom tidak bisa ditentukan dengan pasti. Kemungkinan elektron dapat ditemukan pada orbital.

Teori ini menyatakan bahwa elektron di dalam atom menempati beberapa tingkat energi (kulit) mengelilingi inti dan setiap tingkat energi terdiri dari beberapa subtingkat energi (subkulit) serta pada setiap subkulit memiliki satu atau lebih orbital. Orbital merupakan ruang berbentuk spesifik dan dalam ruang ini kemungkinan ditemukannya elektron. Mekanika kuantum menyatakan elektron dapat menempati kulit tertentu dengan jumlah terbatas. Model mekanika kuantum adalah model yang masih cocok dipakai hingga sampai saat ini.

6. Elektron Dalam Atom

Teori mekanika kuantum menyatakan bahwa elektron-elektron dalam orbital tersusun dalam berbagai tingkat energi (kulit), subtingkat energi (subkulit) dan orbital. Energi terendah terletak pada kulit yang palinf dekat dengan inti diberi simbol hurup K, dan seterusnya semakin jauh dari inti diberi simbol L, M, N, ...Q semakin tinggi energinya.

Subkulit-subkulit pada kulit atom diberi simbol s, p, d, f. Subkulit s memiliki energi yang paling rendah dibandingkan dengan subkulit p da seterusnya. Setiap subkulit memiliki satu atau lebih orbital. Setiap orbital dalam subkulit memiliki energi yang sama. Banyaknya orbital dalam kulit tergantung macam kulitnya. Berikut ini adalah tabel macam kulit, subkulit dan jumlah orbital dari empat kulit pertama.

Kulit	Subkulit	Jumlah Orbital
K L M N	s s p s p d s p d f	1 1 3 1 3 5 1 3 5 7

6. Bilangan Kuantum

Schrodinger menjelaskan kedudukan elektron di dalam atom dengan cara menyusun persamaan matematik yang disebut persamaan Schrodinger. Persamaan ini ditujukan untuk atom H (atom paling sederhana) yang dapat memberikan informasi mengenai orbital-orbital atom mengenai besarnya, bentuknya dan kedudukan dalam ruang.

Persamaan Schrodinger menyatakan kumpulan yang terdiri atas tiga bilangan kuantum, yaitu bilangan kuantum utama (n), bilangan kuantum azimut (I) dan bilangan kuantum magnetik (m). Ketiga bilangan kuantum tersebut saling berhubungan. Kemudian untuk membedakan elektron dalam suatu orbital berdasarkan arah putarannya (berlawanan) yaitu dapat dengan bilangan kuantum spin (s). Posisi dan kedudukan elektron dalam atom ditentukan oleh keempat bilangan kuantum.

6.1 Bilangan Kuantum Utama (n)

Bilangan ini menunjukkan tingkat energi elektron atau menunjukkan besarnya orbitol yang ditempati oleh elektron atau jaraknya dari inti. Bilangan kuantum utama hanya mempunyai harga positif dan bilangan bulat bukan nol, yaitu n = 1, 2, 3, 4, ..

Angka-angka tersebut diwakili oleh simbol huruf  (K, L, M, N....) yang telah dibahas sebelumnya.

6.2 Bilangan Kuantum Azimut (l)

Bilangan ini menunjukkan subtingkat energi yang ditempati oleh elektron. Bilangan kuantum azimut bergantung dengan bilangan kuantum  utama (n). Harga yang bisa nol atau bilangan bulat positif yaitu l = 0, 1, 2, 3, ... n-1 angka-angka tersebut mewakili huruf s, p, d, .. untuk subtingkat energi.

6.3 Bilangan Kuantum Magnetik (m)

Bilangan ini menunjukkan kedudukan orbitol yang ditempati elektron. Harganya bergantung dengan harga bilangan kuantum azimut (l).

Untuk setiap harga (l) tertentu, nilai m adalah –(l) sampai +(l). Sehingga nilai m adalah bilangan bulat (negatif, nol dan positif). Setiap nilai m menunjukkan orbitalnya.

6.4 Bilangan Kuantum Spin (s)

Bilangan ini menunjukkan arah perputaran elektron pada sumbunya. Terdapat dua pilihan yaitu searah jarum jam dengan nilai = ½ atau berlawanan dengan arah jarum jam dengan nilai = +1/2.

Karena hanya dua perputaran, maka setiap di dalam orbital terdapat dua elektron, yaitu elektron pertama dengan s=+1/2 dan elektron kedua s= -1/2. Dalam suatu atom tidak mungkin memiliki empat bilangan kuantum yang sama. Bila n, 1, dan m nya sama, pasti s-nya berbeda. Berikut ini adalah tabel yang menunjukkan jumlah elektron pada kulit dan subkulit.

Jumlah elektron pada kulit dan subkulit

7. Bentuk Orbital

Pada setiap jenis orbital mulai dari s, p, d, dan f mempunyai bentuk geometris yang khas :

a. Orbital s berbentuk bola

b. Orbital b berbentuk menyerupai balon terpilin

c. Orbital d berbentuk lebih rumit

d. Orbital f sangat rumit untuk digambarkan

Bentuk Orbital

8. Konfigurasi Elektron

Konfigurasi elektron adalah gambaran penyebaran elektron paling mungkin ke dalam orbital-orbital kulit elektron. Terdapat tiga aturan yang patut dipahami dalam penentuan konfigurasi elektron suatu atom aturan ini berlaku bagi semua unsur.

8.1 Aturan Aufbau

Elektron menempati orbital untuk meminimkan energi atom tersebut. Aturan ini menunjukkan cara pengisian elektron dengan urutan energi orbital dari yang terendah hingga yang paling tinggi. Berikut adalah gambar yang menunjukkan elektron mengisi orbital kulit mulai dari energi tingkat rendah.

 

Aturan Aufbau

Berdasarkan gambar diatas, dapat dituliskan konfigurasi elektron berikut adalah contohnya:

1^H : 1S¹

19^K : 1S² 2S² 2P⁶ 3S² 3P⁶ 4S¹

11^Na : 1S² 2S² 2P⁶ 3S¹                      

Khusus untuk unsur yang memiliki nilai atom besar atau tingkat energi tinggi, terdapat perbedaan pada pengisian elektron ke dalam orbital, yaitu :

1. Orbital 4f dan 5d

Satu orbital masuk ke orbital 5d, kemudian masuk ke 4f sampai penuh. Contohnya pada unsur 57^La

2. Orbital 5f dan 6d

Contohnya pada unsur 92^u. Kedua perbedaan tersebut terjadi disebabkan karena tingkat energi yang tinggi mengalami timpang tindih sehingga orbital-orbital berdekatan.

8.2 Aturan Hund

Kumpulan orbital yang energinya sama (misalnya ketiga orbital p), elektron kedua masuk ke dalam suatu orbital tidak akan terjadi sebelum semua orbital pada subkulit yang bersangkutan telah terisi masing-masing dengan satu elektron.

Hal ini menyebabkan atom cenderung mempunyai sebanyak mungkin elektron tak berpasangan. Sifat menunjukkan bahwa semua elektron membawa muatan listrik yang sama sehingga mereka mencari orbital kosong yang energinya sama, sebelum berpasangan dengan elektron yang telah mengisi orbital setengah penuh. Berikut adalah tabel yang menunjukkan atom beserta diagram orbitalnya (Sepuluh unsur utama). 

Diagram orbital Sepuluh Unsur Pertama

 

8.3 Prinsip Larangan Pauli

Suatu atom tidak mungkin terdapat dua elektron dengan keempat bilangan kuantum yang sama. Prinsip ini menyatakan suatu orbital hanya dapat diisi maksimum oleh dua elekron.

9. Nomor Atom dan Nomor Massa

Setiap unsur diberi nomor yang disebut nomor atom dan nomor massa :

_z X ^A                                                               

dimana:

X = lambang unsur

A = nomor massa

Z = nomor atom

9.1 Nomor Atom

Nomor atom netral (tidak dalam bentuk ionnya) menunjukkan jumlah proton dan elektron sekaligus yang mengelilingi inti atom. Contohnya 6 C berarti memiliki 6 proton dan 6 elektron. Nomor atom adalah sifat yang menunjukkan perilaku kimianya, sehingga jenis atom dicirikan oleh nomor atomnya.

9.2 Nomor Massa

Menyatakan jumlah proton dan neutron di dalam inti atom.

Contohnya : ₁₁Na²³,

Artinya atom Na memiliki 11 p dan 11 e dan jumlah neutronnya = no massa – proton = 23 – 11 = 12 n

Pada atom yang berubah menjadi ion, yang berubah adalah jumlah elektronnya. Jumlah proton dan neutronnya tetap. Contohnya pada ion Na⁺ dan ion CI^-

a. ion Na⁺ : 11 p, 12 n dan 10 e

b. ion CI^-  : 17 p, 18 n dan 18 e

10. Isotop

J.J. Thomson menyatakan terdapat atom-atom dari unsur sama, namun ternyata massanya berbeda. Hal tersebut disebut isotop. Isotop adalah atom-atom suatu unsur yang karena perbedaan jumlah neutron dalam intinya mengakibatkan perbedaan massa. Sederhananya isotop adalah atom-atom yang memiliki nomor atom sama tetapi nomor massa berbeda. Contonya isotop Neon (Ne) :

 ₁₀Ne²⁰ : terdiri dari 10 p, 10 e dan 10 n

 ₁₀Ne²¹  : terdiri dari 10 p, 10 e dan 11 n

₁₀Ne²² : terdiri dari 10 p, 10 e dan 12 n

 

Share this post