Bab 1 Struktur Atom

BAB 1

STRUKTUR ATOM DAN JADUAL BERKALA

Sejarah Penemuan Model Atom i) J.J. Thomson  Model “plum-pudding”  Elektron dan proton disusun sama rata dalam satu atom

ii) Rutherford  Proton disusun dalam satu nukleus manakala elektron mengorbit proton







Terdiri daripada satu nukleus yang terletak di tengah struktur atom Nukleus terdiri daripada:- partikel bercas positif (proton) - partikel neutral (neutron) - partikel bercas negatif mengorbit nukleus (elektron) Bilangan elektron = bilangan proton









Unit bagi atom dikira sebagai unit jisim atom (amu) 1 amu = 1.67 x 10-4 g Jisim (dalam unit amu) bagi ketiga-tiga partikel atom ditunjukkan dalam jadual di sebelah Jika bilangan elektron tidak sama dengan bilangan proton dalam nukleus, maka atom tersebut adalah ion  

Kation: bilangan elektron < bilangan proton Anion : bilangan elektron > bilangan proton

Struktur Elektron Bagi Atom 







Cara elektron disusun mengelilingi nukleus suatu atom dipanggil sebagai konfigurasi elektron Penting kerana konfigurasi elektron menentukan ciri-ciri kimia sesuatu atom atau unsur Tindak balas kimia tersebut hanya melibatkan elektronvalens iaitu elektron yang berada di petala terluar dalam konfigurasi elektron Spektrum garis atom dapat menerangkan cara elektron disusun dalam suatu atom

Spektrum Atom 





Apabila cahaya uv melalui satu prisma ke satu skrin putih → warna-warna pelangi dapat dilihat

Spektrum ini terdiri drpd cahaya nampak (visible light) yang terdiri daripada warna-warna pelangi pd semua frekuensi dan jarak gelombang. Spektrum ini dikenali

Spektrum selanjar







Sebaliknya, apabila cahaya yang dipancarkan ke satu prisma tersebut adalah daripada satu tiub (nyahcas) yang melalui suatu gas contohnya gas hidrogen, maka satu spektrum yang berbeza dapat dilihat Spektrum ini terdiri daripada beberapa garis warna yang terhasil berdasarkan frekuensi dan jarak gelombang cahaya nampak yang digunakan. Spektrum ini dikenali → Spektrum garis

Spektrum selanjar

Spektrum pemancaran

Spektrum penyerapan

Kaitan Antara Jarak Gelombang Dan Frekuensi 

Kaitan antara jarak gelombang (λ) dengan frekuensi (f) dapat ditunjukkan dalam persamaan berikut;

λf = C di mana; C = halaju cahaya (3.0 x 108 ms-1)



Jarak gelombang dalam unit Nanometer (nm)



Frekuensi dalam unit Hertz (Hz)

1 Hz = 1 s-1

Spektrum Garis Atom Hidrogen 



Apabila tenaga dibekalkan kpd atom hidrogen, elektron akan menyerap tenaga tersebut dan teruja ke aras yg lebih tinggi. Keadaan ini tidak stabil dan elektron akan kembali ke aras yg lebih rendah membebaskan tenaga dalam bentuk sinaran menghasilkan spktrum garis.



Peralihan elektron dari aras yg lebih tinggi ke aras rendah menghasilkan beberapa siri garis spektrum seperti jadual dibawah.

Aras asal Aras akhir n1 n2 1 2,3,4…. 2 3,4,5…. 3 4,5,6…. 4 5,6,7…. 5 6,7,8….

Siri

Kawasan ditemui

Lyman Balmer Paschen Brackett Pfund

Ultralembayung Cahaya nampak Infamerah Infamerah Infamerah

Persamaan Ryberg 

Jarak gelombang atau frekuensi bagi setiap garis dalam spektrum hidrogen boleh dikira melalui Persamaan Ryberg 1 λ

 1  1 H n2 − n 2 2  1

=R

   

di mana :RH = pemalar Ryberg, 1.097 x 107 m n = integer (1,2,3,4,5……)





n1 dan n2 adalah integer yang dipanggil sebagai nombor kuantum prinsipal. Nilai n1 dan n2 untuk setiap siri diberikan dalam jadual Siri Lyman Balmer Paschen

Kawasan cahaya Ultra-ungu

n1

n2

1

2,3,4,5……

Cahaya Nampak Infra-red

2

3,4,5,6……

3

4,5,6,7……

Contoh pengiraan melibatkan persamaan Ryberg :Kira jarak gelombang (dalam nanometer), bagi garis dalam spektrum atom hidrogen jika n1=2 dan n2=4 dengan menggunakan persamaan Ryberg. RH = 1.097 x 107 m Penyelesaian:-

1 λ

1 λ

λ

    

1 1  = 1.097 x 10 m 2 − 2  2 4  7

= 2.056 x 106 m −7

= 4.864 x 10 m

untuk tukar unit dari meter ke nanometer :1 nm = 10-9 m

λ

= 4.864 x 10

λ

= 486.4 nm

−7

1 nm mx 10 −9 m

Persamaan Plank 

Semasa perpindahan elektron di antara aras tenaga yang lebih tinggi ke aras tenaga yang lebih rendah, tenaga berlebihan iaitu perbezaan tenaga di antara kedua-dua aras tenaga (∆E) dibebaskan dalam bentuk cahaya yang frekuensinya (ν atau f) boleh ditentukan dengan menggunakan Persamaan Plank ∆E = hν

@

∆E = hf

di mana h = pemalar plank : 6.63 x 10-34 Js atau 3.99 x 10-10 Jsmol-1

∆E = hc λ

di mana :-

c = halaju cahaya λ = jarak gelombang

Contoh Pengiraan melibatkan persamaan Plank :Perbezaan tenaga di antara orbit kedua dan ketiga bagi atom hidrogen ialah 3.03 x 10-19 J. Kira frekuensi cahaya yang terpancar apabila perpindahan elektron berlaku di antara kedua-dua aras tenaga ini n=3 ∆E=3.03 x 10-19 J n=2

Penyelesaian Gunakan:

hf = ∆E f = 3.03 x 10-19 6.626 x 10-34 = 4.57 x 1014 Hz

Model Atom Bohr 





Mengutarakan satu teori atom bagi atom hidrogen @ spesies yang mempunyai satu elektron Elektron bergerak mengorbit mengelilingi nukleus seperti sistem solar Terdapat daya tarikan elektrostatik yang menghasilkan tenaga berbanding dengan tarikan graviti dalam sistem solar

Teori Atom Bohr 







Setiap orbit diwakili dengan satu integer yang dipanggil sebagai Nombor Kuantum Prinsipal, n Orbit yang berada paling hampir dengan nukleus (iaitu yang menghasilkan tenaga yang paling rendah) diwakilkan dengan n=1 Jika elektron dalam orbit ini stabil, ianya dikatakan berada dalam keadaan asas Jika elektron dalam orbit ini bergerak ke orbit lain yang mempunyai aras tenaga yang lebih tinggi, ianya dikatakan berada dalam keadaan teruja



Daripada model atom tersebut, Bohr telah memperkenalkan satu rumus matematik untuk mengira tenaga bagi elektron; E = -A / n2 di mana; 









A ialah satu pemalar hasil pengiraan daripada pemalar Plank, jisim dan cas elektron; A = 2.18 x 10-18 J n ialah integer yang mewakili orbit elektron; n = 1,2,3,…….,∞ n dipanggil sebagai nombor kuantum kerana nilai tersebut menentukan kuantiti tenaga elektron dalam orbit tertentu. Oleh kerana terdapat simbol negatif dalam persamaan, orbit dengan tenaga terendah mempunyai n=1 dan tenaga tertinggi mempunyai n=∞ Saiz orbit juga bertambah dengan peningkatan nilai n.

Pengiraan Melibatkan Teori Bohr Contoh:Kira tenaga foton yang dipancarkan apabila satu elektron jatuh dari aras tenaga kelima ke aras tenaga kedua dalam atom hidrogen. Kemudian, kira frekuensi dan panjang gelombang (dalam nanometer) bagi foton tersebut.

Penyelesaian:i) tenaga foton yang dipancarkan dari rumus; E = -A n2 ∆E = E2 – E1

     −A   −A − =  n2 2   n12 

=

 1  1 A 2 − 2 n2  n1

   

n=5 n=2

Dari rumus;  1  1 E = A 2 − 2 n2  n1

= 2.18 x 10

−18

= 4.58 x 10

   

 1 1  J 2 − 2 5 2 −19

J

   

ii) frekuensi bagi foton tersebut dari rumus;

E = hv

E v= h − 19

4.58 x 10 J = − 34 6.63 x 10 Js frekuensi

14

= 6.91 x 10 Hz

panjang gelombang, gunakan rumus;

c λ = v 8

−1

3.00 x 10 ms 1nm = 14 −1 x −9 6.91 x 10 s 10 m

= 434 nm

Nombor Kuantum 



Nombor kuantum menerangkan tenaga elektron dalam suatu atom. 3 jenis nombor kuantum a) Nombor Kuantum Prinsipal, n b) Nombor Kuantum Azimuth, l c) Nombor Kuantum Magnet, ml

a)

Nombor Kuantum Prinsipal, n



Menunjukkan aras tenaga atau petala bagi elektron



n mewakili nilai 1,2,3,…….∞





Semakin besar nilai n, semakin besar tenaga yang dipunyai oleh petala tersebut. Abjad juga boleh digunakan untuk mewakili petala seperti berikut; Nombor Kuantum Prinsipal

1

2

3

4

…..

Petunjuk Abjad

K

L

M

N

…..

Contoh :- petala dengan n=1 boleh juga dirujuk sebagai petala K.

b) 





Nombor Kuantum Azimuth, l Setiap petala mempunyai subpetala yang mana bentuknya ditentukan oleh nombor kuantum azim l mewakili nilai 0, 1, 2,……(n-1) Setiap nilai merujuk kpd jenis subpetala atau orbital atom tertentu. Contoh :- jika n=1, maka l=0. Oleh itu, petala K hanya mempunyai satu sub-petala. jika n=2, maka l=0 dan l=1. Oleh itu, petala L terdiri daripada dua sub-petala.









Nilai l bagi setiap n dirumuskan dalam jadual berikut; Nilai l

0

1

2

3

4

5

6

….

Petunjuk sub-petala

s

p

d

f

g

h

i

….

Sub-petala s, p, d dan f merujuk kepada sub-petala yang terdapat dalam spektrum atom bagi logam alkali dalam jadual berkala. Penting kerana kesemua sub-petala tersebut dipenuhi dengan elektron pada keadaan asas (keadaan aras tenaga terendah). Untuk menentukan sub-petala, dalam petala tertentu, nilai n bagi petala tersebut ditulis terlebih dahulu, diikuti dengan petunjuk abjad bagi sub-petala tersebut. Contoh :- Sub-petala s bagi petala kedua (n=2, l=0) boleh ditulis sebagai petala 2s. Sub-petala p bagi petala kedua (n=2, l=1) pula boleh ditulis sebagai sub-petala 2p.

c) 









Nombor Kuantum Magnet, m Nombor kuantum magnet merujuk kpd orientasi orbital atom dalam ruang. Nilai yang mungkin bagi m ialah -1…0…+1 Bagi l=0, m mempunyai nilai 0, maka terdapat satu orbital s sahaja Bagi l=1, terdapat 3 nilai bagi m iaitu -1, 0 dan +1. Ini menunjukkan terdapat 3 orbital p iaitu px , py dan pz . Bagi l=2, nilai m adalah -2, -1, 0, +1, +2. Ini menunjukkan terdapat 5 orbital d.

Ringkasan Nombor Kuantum Nombor Nombor Petunjuk kuantum kuantum sub-petala prinsipal, n azimuth, l (petala) (sub-petala)

Nombor Kuantum magnet, m (orbital)

Bilangan orbital dalam sub-petala

1

0

1s

0

1

2

0 1

2s 2p

0 -1 0 +1

1 3

3

0 1 2

3s 3p 3d

0 -1 0 +1 -2 -1 0 +1 +2

1 3 5

4

0 1 2 3

4s 4p 4d 4f

0 -1 0 +1 -2 -1 0 +1 +2 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3

1 3 5 7

Spin Elektron Nombor kuantum spin, s 







Nombor kuantum ini penting kerana elektron berputar mengelilingi nukleus (sama seperti bumi berputar pada paksinya). Oleh kerana elektron hanya boleh berputar pada dua arah, s hanya terdiri daripada 2 nilai iaitu +½ dan -½. 4 nombor kuantum iaitu n, l, m dan s menentukan orbital elektron dan arah putaran elektron. Walau bagaimanapun, keempat-empat nombor kuantum ini perlu mengikuti aturan Prinsip Pemencilan Pauli

Prinsip Pemencilan Pauli 

Prinsip Pemencilan Pauli menyatakan tidak terdapat 2 elektron dalam satu atom yg mempunyai keempat-empat nombor kuantum yang sama. Contoh :- Dalam orbital 1s, nilai n, l, dan s adalah seperti n=1, l=0, m=0 dan s=+½ atau -½.



Oleh itu satu orbital hanya boleh memuatkan 2 elektron dengan spin yang berlawanan.



Prinsip Pemencilan Pauli mengehadkan bilangan elektron dalam orbital kepada dua, maka bilangan maksimum elektron yang boleh diisi dalam sub-petala s, p, d dan f adalah bersamaan dengan 2n2 seperti berikut;

Sub-petala Bilangan orbital Bil. maksimum elektron s 1 2 p 3 6 d 5 10 f 7 14

Orbital atom 



Orbital merujuk kepada kawasan atau isipadu dalam ruang sekeliling nukleus untuk diisi dengan elektron Sebaliknya, orbit merujuk kepada laluan elektron mengelilingi nukleus

Gambarajah orbital

Orbital s Orbital p Orbital d Orbital f

Pengisian Elektron Dalam Gambarajah Orbital 



Pengisian elektron dalam gambarajah orbital adalah mengikut aturan tertentu. 3 jenis aturan a) Prinsip Aufbau b) Prinsip Pemencilan Pauli c) Aturan Hund

Prinsip Aufbau 

Menegaskan pengisian elektron dalam orbital adalah mengikut tertib aras tenaga bermula dari aras tenaga terendah

Tenaga

5s 4p 3d 4s 3p 3s 2p 2s 1s

Prinsip Pemencilan Pauli 



Menyatakan tidak terdapat 2 elektron dalam satu atom yang mempunyai keempat-empat nombor kuantum yang sama Oleh itu satu orbital hanya boleh memuatkan 2 elektron dengan spin yang berlawanan



Spin elektron diwakili dengan simbol



Contoh :-

s

p

d

dan

Aturan Hund 



Menyatakan elektron mengisi semua orbital yang mempunyai tenaga yang sama secara tunggal dengan putaran yang selari sebelum berpasang Contoh :-

p

d

Konfigurasi Elektron 



Susunan elektron dalam atom dinamakan konfigurasi elektron Konfigurasi elektron adalah mengikut 3 aturan :- Prinsip Aufbau - Prinsip Pemencilan Pauli - Aturan Hund

Contoh:



1

1s1

H

1.00794

1s

11

1s22s22p63s1

Na 22.99

1s

2s

2p

3s

20

1s22s22p63s23p64s2

Ca 40.078

1s

2s

2p

3s

3p

4s

13

1s22s22p63s23p1

Al 26.982

1s

2s

2p

7

3p

1s22s22p3

N 14.007

3s

1s

2s

2p

17

1s22s22p63s23p5

Cl 35.4527

1s

2s

2p

3s

3p

Konfigurasi Elektron Unsur Peralihan 







Melibatkan unsur yang mempunyai nombor atom, Z=21 hingga Z=30 Umumnya, aras tenaga bagi orbital 4s adalah lebih rendah daripada orbital 3d. Tetapi, apabila ada elektron terisi dalam orbital 3d, maka kedudukan kedua-dua orbital adalah sebaliknya. Oleh itu, orbital 3d sekarang, mempunyai tenaga yang lebih rendah daripada orbital 4s.

Contoh :21 Sc 44.956



3d

4s

4s

3d

Tenaga

Oleh itu, konfigurasi Scandium (Sc) ialah :-

elektron

1s22s22p63s23p63d14s2

bagi

Sifat berkala atom 

3 sifat berkala atom yang penting: a) Saiz atom b) Tenaga pengionan c) Afiniti elektron

a) Saiz atom Menuruni kumpulan

semakin besar saiz atom (saiz atom bertambah dengan pertambahan nilai n) Merentasi kala

semakin kecil saiz atom

b) Tenaga pengionan 

Tenaga yang mesti diserap untukmenyingkirkan satu mol elektron valens daripada satu mol atom bergas atau daripada ion bergas

Contoh :Na(g) 

Na+(g) + e-

Proses endotermik – banyak tenaga yang diperlukan untuk mengeluarkan elektron







Tenaga Pengionan Pertama - tenaga yang diperlukan untuk mengeluarkan elektron yang pertama Tenaga Pengionan Kedua - tenaga yang diperlukan untuk mengeluarkan elektron yang kedua Apabila menuruni kumpulan

saiz atom bertambah – tarikan nukleus terhadap elektrons valens berkurang tenaga pengionan berkurang



Apabila merentasi kala dari kiri ke kanan

penambahan cas ion akan menyebabkan pengurangan saiz ion – banyak tenaga diperlukan peningkatan tenaga pengionan

c) Afiniti elektron 

Didefinisikan sebagai tenaga yang dibebaskan atau diserap apabila elektron ditambah kepada atom atau ion pada keadaan asas Contoh :Cl(g)





e- +

Cl-(g)

Pembentukan ion negatif biasanya melibatkan pembebasan tenaga ( ∆H = -ve ) Semakin besar terima elektron , semakin besar nilai tenaga yang dibebaskan



Apabila merentasi kala dari kiri ke kanan

nilai afiniti elektron semakin besar (saiz atom kecil) 

Apabila menuruni kumpulan

nilai afiniti elektron menurun (saiz atom besar)