journal of dhamar

1. Gaya Van der Waals

Gaya Van der Waals merupakan salah satu jenis gaya tarik-menarik di antara molekul-molekul. Gaya ini timbul dari gaya London dan gaya antardipol-dipol. Jadi, gaya Van der Waals dapat terjadi pada molekul nonpolar maupun molekul polar.
Gaya ini diusulkan pertama kalinya oleh Johannes Van der Waals (1837–1923). Konsep gaya tarik antarmolekul ini digunakan untuk menurunkan persamaan-persamaannya tentang zat-zat yang berada dalam fase gas.
Kejadian ini disebabkan adanya gaya tarik-menarik antara inti atom dengan elektron atom lain yang disebut gaya tarik-menarik elektrostatis (gaya coulumb). Umumnya terdapat pada senyawa polar.

Untuk molekul nonpolar, gaya Van der Waals timbul karena adanya dipol-dipol sesaat atau gaya London.
Gaya Van der Waals ini bekerja bila jarak antarmolekul sudah sangat dekat, tetapi tidak melibatkan terjadinya pembentukan ikatan antaratom. Misalnya, pada suhu –160 °C molekul Cl2 akan mengkristal dalam lapisanlapisan tipis, dan gaya yang bekerja untuk menahan lapisan-lapisan tersebut adalah gaya Van der Waals.
Paling sedikit terdapat tiga gaya antarmolekul yang berperan dalam terjadinya gaya Van der Waals, yaitu gaya orientasi, gaya imbas, dan gaya dispersi.

a. Gaya orientasi
Gaya orientasi terjadi pada molekul-molekul yang mempunyai dipol permanen atau molekul polar. Antaraksi antara kutub positif dari satu molekul dengan kutub negatif dari molekul yang lain akan menimbulkan gaya tarik-menarik yang relatif lemah. Gaya ini memberi sumbangan yang relatif kecil terhadap gaya Van der Waals, secara keseluruhan.
Kekuatan gaya orientasi ini akan semakin besar bila molekul-molekul tersebut mengalami penataan dengan ujung positif suatu molekul mengarah ke ujung negatif dari molekul yang lain. Misalnya, pada molekul-molekul HCl.

b. Gaya imbas
Gaya imbas terjadi bila terdapat molekul dengan dipol permanen, berinteraksi dengan molekul dengan dipol sesaat. Adanya molekul-molekul polar dengan dipol permanen akan menyebabkan imbasan dari kutub molekul polar kepada molekul nonpolar, sehingga elektron-elektron dari molekul nonpolar tersebut mengumpul pada salah satu sisi molekul (terdorongatau tertarik), yang menimbulkan terjadinya dipol sesaat pada molekul nonpolar tersebut.
Terjadinya dipol sesaat akan berakibat adanya gaya tarik-menarik antardipol tersebut yang menghasilkan gaya imbas. Gaya imbas juga memberikan andil yang kecil terhadap keseluruhan gaya Van der Waals.

2. Gaya london

Gaya london adalah gaya tarik-menarik yang sifatnya lemah antara atom atau molekul yang timbul dari pergerakan elektron yang acak di sekitar atom-atom. Karena elektron bergerak secara acak di sekitar inti atom, maka suatu saat terjadi ketidakseimbangan muatan di dalam atom. Akibatnya terbentuk dipol yang sesaat.
Dipol-dipol yang berlawanan ini saling berikatan, walau sifatnya lemah. Adanya gaya-gaya ini terutama terdapat pada molekul-molekul nonpolar yang dikemukakan pertama kalinya oleh Fritz London.
Perhatikan gambar

Setiap atom helium mempunyai sepasang elektron. Apabila pasangan elektron tersebut dalam peredarannya berada pada bagian kiri bola atom, maka bagian kiri atom tersebut menjadi lebih negatif terhadap bagian kanan yang lebih positif. Akan tetapi karena pasangan elektron selalu beredar maka dipol tadi tidak tetap, selalu berpindah-pindah (bersifat sesaat). Polarisasi pada satu molekul akan memengaruhi molekul tetangganya. Antara dipol-dipol sesaat tersebut terdapat suatu gaya tarik-menarik yang mempersatukan molekul-molekul nonpolar dalam zat cair atau zat padat.

3. Ikatan hidrogen

Ikatan hidrogen adalah gaya tarik-menarik yang cukup kuat antara molekul-molekul polar (mengandung atom-atom sangat elektronegatif, misalnya F, O, N) yang mempunyai atom hidrogen. Ikatan ini dilambangkan dengan titik-titik (...).
Contoh:
Ikatan hidrogen yang terjadi dalam molekul air. Di dalam molekul air, atom O bersifat sangat elektronegatif sehingga pasangan elektron antara atom O dan H lebih tertarik ke arah atom O. Dengan demikian terbentuk suatu dipol.

Gaya tarik-menarik antardipol ini yang melalui atom hidrogen disebut ikatan hidrogen.

Senyawa yang di dalamnya terdapat ikatan hidrogen umumnya memiliki titik didih yang tinggi. Sebab untuk memutuskan ikatan hidrogen yang terbentuk diperlukan energi lebih besar dibandingkan senyawa yang sejenis, tetapi tanpa adanya ikatan hidrogen.
H2O dengan struktur H–O–H dan senyawa yang mempunyai gugus O–H seperti alkohol (R–OH) terutama yang jumlah atom C-nya kecil, senyawa tersebut akan bersifat polar dan mempunyai ikatan hidrogen.
Begitu juga NH3 dengan struktur:

atau senyawa amina (R–NH2), mempunyai ikatan hidrogen.
Pada molekul H–F, ujung molekul H lebih bermuatan positif dan ujung molekul F lebih bermuatan negatif. Dari ujung yang berbeda muatan tersebut (dipol) mengadakan suatu ikatan dan dikenal dengan ikatan hidrogen.
Pada molekul HF, ikatan antara atom H dan F termasuk ikatan kovalen. Sedangkan ikatan antarmolekul HF (molekul HF yang satu dengan molekul HF yang lainnya) termasuk ikatan hidrogen.

Pengaruh Ikatan Hidrogen pada Titik Didih
Titik didih suatu zat dipengaruhi oleh:
a. Mr, jika Mr besar maka titik didih besar dan Mr kecil maka titik didih kecil.
b. Ikatan antarmolekul, jika ikatan kuat maka titik didih besar dan ikatan lemah maka titik didih kecil.
Perhatikan data Mr dan perbedaan keelektronegatifan senyawa golongan halogen (VIIIA) berikut.

Titik cair dan titik didih senyawa-senyawa yang mempunyai persamaan dalam bentuk dan polaritas, naik menurut kenaikkan massa molekul. Perhatikan titik didih hidrida unsur-unsur golongan IVA pada gambar di samping. Dari CH4 sampai SnH4, titik didih naik secara beraturan.

Untuk hidrida unsur-unsur golongan VIA (H2O, H2S, H2Se, dan H2Te) terdapat penyimpangan yang sangat mencolok pada H2O. Penyimpangan yang sama juga terdapat pada NH3 dengan hidrida unsur-unsur golongan VA lain (PH3, AsH3, dan SbH3) dan juga pada HF dengan hidrida unsur-unsur golongan VIIA lainnya (HCl, HBr, HI, dan HAt). Sifat yang abnormal dari HF, H2O, dan NH3 tersebut dijelaskan dengan konsep ikatan hidrogen.
Seperti kita ketahui, F, O, dan N adalah unsur-unsur yang sangat elektronegatif. Oleh karena itu, ikatan F–H, O–H, dan N–H adalah ikatan-ikatan yang sangat polar. Dalam HF, H2O, NH3, dan senyawa-senyawa lain yang mengandung ikatan F–H, O–H, atau N–H, atom H sangat positif. Dalam senyawa-senyawa seperti itu terdapat suatu ikatan, yang disebut ikatan hidrogen, yaitu ikatan karena gaya tarik-menarik elektrostatik antara atom hidrogen yang terikat pada atom berkeelektronegatifan besar (atom F, O, atau N) dengan atom berkeelektronegatifan besar dari molekul tetangga, baik antarmolekul sejenis maupun yang berlainan jenis.

sumber : bse kimia

Bentuk molekul/struktur ruang dari suatu molekul sebelumnya ditentukan dari hasil percobaan akan tetapi dapat diramalkan dengan menggunakan teori domain elektron.

Langkah-langkah dalam meramalkan bentuk molekul
Misalnya CH4 (6C dan 1H) dan NH3 (7N)
1. Menentukan elektron valensi masing-masing atom.
6C : 2 . 4
(elektron valensi C = 4)
1H : 1
(elektron valensi H = 1)
7N : 2 . 5
(elektron valensi N = 5)
2. Menjumlahkan elektron valensi atom pusat dengan elektronelektron dari atom lain yang digunakan untuk ikatan.

3. Menentukan banyaknya pasangan elektron, yaitu sama dengan jumlah pada langkah 2 dibagi dua.

4. Menentukan banyaknya pasangan elektron terikat dan pasangan elektron bebas.
Dalam molekul CH4 terdapat 4 pasang elektron yang semuanya merupakan pasangan elektron terikat (4 elektron dari 1 atom C dan 4 elektron dari 4 atom H).
Keempat pasang elektron terikat tersebut membentuk geometri tetrahedral.
Dalam molekul NH3 terdapat 4 pasang elektron terdiri atas 3 pasang elektron terikat (3 elektron dari 1 atom N dan 3 elektron dari 3 atom H) dan 1 pasang elektron bebas.
Tiga pasang elektron terikat dan sepasang elektron bebas dari NH3 tersebut membentuk geometri trigonal piramida.

Meramalkan bentuk molekul PCl5
15P : 2 . 8 . 5
17Cl : 2 . 8 . 7

Kelima pasang elektron terikat tersebut akan membentuk geometri trigonal bipiramida.

Meramalkan bentuk molekul XeF2
10Xe : 2 . 8
9F : 2 . 7

Dua pasang elektron terikat dan tiga pasang elektron bebas
tersebut akan membentuk geometri linear (garis lurus).

Konsep Hibridisasi
Konsep hibridisasi digunakan untuk menjelaskan bentuk geometri molekul. Bentuk molekul itu sendiri ditentukan melalui percobaan atau mungkin diramalkan berdasarkan teori tolakan elektron seperti bahasan di atas. Sebagai contoh, kita perhatikan molekul metana (CH4) mempunyai struktur tetrahedral yang simetris. Masing-masing ikatan karbon hidrogen mempunyai jarak yang sama yaitu 1,1 angstrom dan sudut antara setiap pasang elektron adalah 109,5°.

Karbon mempunyai nomor atom 6 sehingga konfigurasi elektronnya: 1s² 2s² 2p². Konfigurasi elektron atom karbon tersebut dapat digambarkan sebagai berikut.

Bentuk hibridisasi CH4 adalah sp³ atau tetrahedron (bidang 4). Dalam atom karbon tersebut terdapat dua orbital yang masing-masing mengandung sebuah elektron yaitu 2p¹x dan 2p¹y .
Teori domain elektron adalah suatu cara meramalkan bentuk molekul berdasarkan teori tolak-menolak elektronelektron pada kulit luar atom pusat. Teori tolak-menolak antarpasangan-pasangan elektron kulit valensi atau teori VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion).
Pasangan elektron terdiri dari:
- Pasangan Elektron Ikatan (PEI)
- Pasangan Elektron Bebas (PEB)
Bentuk molekul/struktur ruang dipengaruhi oleh gaya tolakmenolak pasangan elektron.
Adapun urutan gaya tolak-menolak dapat digambarkan sebagai berikut.
tolakan (PEB – PEB) > tolakan (PEB – PEI) > tolakan (PEI – PEI)
Adanya gaya tolak-menolak ini menyebabkan atom-atom yang berikatan membentuk struktur ruang tertentu dari suatu molekul.
Contoh: molekul CH4
Atom C sebagai atom pusat mempunyai 4 PEI, sehingga rumusnya AX4 dan bentuk molekulnya tetrahedral.


Bentuk Molekul
Teori Tolakan Pasangan Elektron Valensi
Bentuk suatu molekul dapat diketahui melalui eksperimen, misalnya bentuk molekul CH4, BF3, NH3, dan H2O.
Pada molekul CH4 terdapat 4 pasang elektron terikat dan tidak terdapat pasangan elektron bebas.

Pada molekul BF3 terdapat 3 pasang elektron terikat dan tidak terdapat pasangan elektron bebas.

Pada molekul NH3 terdapat 3 pasang elektron terikat dan 1 pasang elektron bebas.

Pada molekul H2O terdapat 2 pasang elektron terikat dan 2 pasang elektron bebas.

Berdasarkan tabel di atas, maka dapat dinyatakan bahwa molekul dipengaruhi oleh banyaknya pasangan elektron terikat dan banyaknya elektron bebas.
Berdasarkan beberapa contoh di atas dapat diambil hipotesis bahwa:
1. Pasangan-pasangan elektron terikat maupun pasanganpasangan elektron bebas di dalam suatu molekul akan berada di sekitar atom pusat supaya tolak-menolak, sehingga besarnya gaya antara pasangan-pasangan elektron tersebut menjadi sekecil-kecilnya akibatnya pasangan-pasangan elektron akan berada pada posisi yang terjauh.
2. Kedudukan pasangan elektron yang terikat menentukan arah ikatan kovalen, dengan demikian menentukan bentuk molekul.
3. Pasangan-pasangan elektron bebas tampaknya mengalami gaya tolak lebih besar daripada pasangan-pasangan elektron terikat. Akibatnya pasangan-pasangan elektron bebas akan mendorong pasangan-pasangan elektron terikat lebih dekat satu sama lain. Pasangan elektron bebas akan menempati ruangan yang lebih luas.

sumber : bse kimia

Ikatan kimia adalah gaya tarik-menarik antara atom-atom sehingga atom-atom tersebut tetap berada dalam keadaan bersama-sama dan terkombinasi. Ikatan yang terjadi antara atom menyangkut konfigurasi elektron terluar dari atom-atom yang bersangkutan. Konfigurasi elektron atom-atom cenderung mengikuti/menyamai konfigurasi elektron atom-atom gas mulia. Hal ini disebabkan atom-atom gas mulia sangat stabil, karenanya sulit untuk bereaksi dengan atom-atom unsur lain. Kestabilan atomatom gas mulia disebabkan kulit terluarnya terisi penuh (orbital-orbital pada bilangan kuantum utama terbesar terisi penuh), yaitu 8 elektron. Atom-atom unsur lain dapat mencapai kestabilan seperti atom-atom gas mulia dengan melepas, mengikat, atau memakai bersama-sama pasangan elektron-elektron.
Dengan demikian sifat unsur-unsur dapat dibagi menjadi 3, yaitu:
1. Unsur logam/unsur-unsur elektropositif, yaitu unsurunsur yang dapat memberikan satu atau lebih elektron kulit terluarnya. Sehingga konfigurasi elektronnya sama dengan gas mulia.
2. Unsur nonlogam/unsur-unsur elektronegatif, yaitu unsurunsur yang dapat menerima satu atau lebih elektron pada kulit terluarnya. Sehingga konfigurasi elektronnya sama dengan gas mulia.
3. Unsur semilogam yaitu unsur-unsur yang cenderung tidak melepaskan atau menerima elektron pada kulit terluarnya.
Elektron-elektron yang berperan dalam membentuk suatu ikatan kimia adalah elektron-elektron yang terletak pada kulit terluar.
Contoh:

Untuk menggambarkan susunan elektron terluar dari sebuah atom, maka elektron-elektron itu dilambangkan dengan titik (.) atau silang (x) di sekitar lambang atom unsur yang dimaksud.
Misalnya untuk contoh di atas:

Penulisan demikian disebut struktur Lewis, yaitu nama seorang kimiawan Amerika G.N. Lewis (1875–1946) yang memperkenalkan sistem tersebut.

sumber : bse kimia

Elektron valensi adalah elektron pada kulit terluar atau elektron yang dapat digunakan untuk membentuk ikatan. Unsur-unsur pada satu golongan mempunyai jumlah elektron valensi yang sama. Ciri-ciri elektron valensi menurut golongannya dapat dilihat pada tabel berikut.

Unsur-unsur golongan utama mempunyai elektron valensi sama dengan nomor golongannya. Misalnya: semua unsur golongan VIIA mempunyai elektron valensi = 7 (ns² + np5). Unsur-unsur transisi mempunyai elektron valensi ns², (n – 1)¹–10;.

sumber : bse fisika

Sistem periodik panjang merupakan sistem periodik Mendeleyev versi modern. Dalam sistem periodik panjang unsur-unsur disusun berdasarkan urutan nomor atomnya, bukan berdasarkan massa atomnya seperti pertama kali diajukan oleh Mendeleyev dan Lothar Meyer. Dalam sistem periodik panjang unsur-unsur dibagi atas lajur-lajur vertikal (golongan) dan deret-deret horizontal (periode). Sistem periodik panjang pertama kali dikenalkan oleh J. Thomson pada tahun 1895.

1. Periode

Sistem periodik panjang terdiri atas 7 periode. Setiap periode dimulai dengan pengisian orbital ns dan diakhiri dengan np sampai terisi penuh. Nomor periode dari atas ke bawah menunjukkan kuantum utama terbesar yang dimiliki oleh atom unsur yang bersangkutan.
Contoh:

Berdasarkan jumlah unsur yang ada pada ketujuh periode dalam sistem periodik panjang, dibedakan atas periode pendek, periode panjang, dan periode belum lengkap.

a. Periode pendek
Periode pendek terdiri atas periode 1, 2, dan 3. Periode pertama terdiri atas 2 unsur, yaitu unsur hidrogen dan helium. Periode kedua terdiri atas 8 unsur, mulai dari litium dan berakhir pada neon. Pada periode ini elektron mulai mengisi orbital 2s dan 3 orbital 2p sampai penuh. Periode ketiga terdiri dari 8 unsur mulai dari natrium dan berakhir pada argon. Pada periode ini elektron mulai mengisi orbital 3s terus sampai 3 orbital 3p terisi penuh sesuai dengan aturan Aufbau. Pada periode ketiga, orbital 3d tidak terisi elektron, karena orbital 3d tingkat energinya lebih tinggi dari orbital 4s.

b. Periode panjang
Periode panjang terdiri atas periode 4, 5, dan 6. Pengisian elektron pada periode ke-4 mulai dari 4s sampai dengan 4p. Berbeda dengan pengisian elektron pada periode pendek yaitu setelah orbital 4s terisi penuhelektron. Selanjutnya elektron mengisi orbital 3d, baru kemudian orbital 4p terisi elektron. Pengecualian pada pengisian elektron pada atom kromium dan tembaga (lihat aturan orbital penuh dengan setengah penuh). Dengan demikian periode ke-4 ini terisi 18 unsur. Seperti halnya pengisian elektron periode 4, pengisian elektron unsur-unsur periode 5, yaitu
Berbeda dengan pengisian elektron unsur-unsur periode 4 dan 5, pada pengisian elektron unsur periode 6. Setelah elektron mengisi penuh orbital 6s, kemudian 1 orbital 5d diisi elektron. Selanjutnya yang terisi elektron adalah orbital-orbital 4f menghasilkan deretan unsurunsur lantanida. Selanjutnya elektron mengisi kembali orbital-orbital 5d dan akhirnya orbital-orbital 6p. Maka pada periode 6 ini terdapat 32 unsur yang terdiri atas 8 unsur utama, 14 unsur lantanida, 10 unsur peralihan. Pengisian elektron pada unsur-unsur periode 7 sama seperti pengisian elektron pada periode 6 yaitu setelah 7s terisi penuh elektron mengisi 1 orbital 6d, kemudian elektron mengisi orbital-orbital 5f, menghasilkan deretan unsur-unsur aktinida, selanjutnya elektron akan mengisi orbital 6d berikutnya.

c. Periode belum lengkap
Periode yang terakhir dalam sistem periodik panjang yaitu periode 7, disebut juga sebagai periode belum lengkap, karena masih banyak kolom-kolom yang kosong belum terisi oleh unsur diharapkan masih ada unsur transisi pada periode ini yang belum ditemukan orang.

2. Golongan

Pada sistem periodik panjang ada 8 golongan unsur yang masing-masing dibagi atas golongan utama (A) dan golongan peralihan/transisi (B). Untuk lebih jelasnya marilah kita lihat bagan sistem periodik panjang yang memperlihatkan bahwa unsur-unsur dibagi atas 4 blok yaitu blok s, blok p, blok d, dan blok f, berdasarkan letak elektron yang terakhir pada orbitalnya dalam konfigurasi elektron unsur yang bersangkutan.

Sesuai dengan aturan pengisian elektron dalam orbital-orbital ternyata bahwa jumlah elektron valensi suatu unsur sesuai dengan golongannya.
Unsur-unsur dalam sistem periodik dikelompokkan dalam blok-blok sebagai berikut.

a. Unsur blok s (golongan IA dan IIA)
Dalam konfigurasi elektron unsur, elektron terakhir terletak pada orbital s. Nomor golongannya ditentukan oleh jumlah elektron pada orbital s yang terakhir.
Contoh:

b. Unsur-unsur blok p (golongan IIIA sampai dengan golongan 0)
Dalam konfigurasi elektron unsur, elektron yang terakhir terletak pada orbital p. Nomor golongan ditentukan oleh banyaknya elektron pada orbital p terakhir ditambah 2 (jumlah elektron valensinya).
Contoh:

c. Unsur-unsur blok d (golongan IB sampai dengan golongan VIII)
Dalam konfigurasi elektron unsur, elektron yang terakhir terletak pada orbital d. Nomor golongan ditentukan oleh banyaknya orbital s terdekat. (Jika dalam konfigurasi elektron unsur, tidak terkena aturan orbital penuh atau setengah penuh, nomor golongan = jumlah elektron pada d terakhir ditambah 2).
1) Jika jumlah elektron pada orbital d terakhir dan elektron pada orbital s terdekat kurang dari 8, maka nomor golongan adalah jumlah elektron tersebut.
Contoh:

2) Jika jumlah elektron pada d terakhir dan elektron pada s terdekat = 8, 9, atau 10, maka unsur yang bersangkutan golongan VIII.
Contoh:

3) Jika jumlah elektron pada d terakhir dan elektron pada s terdekat lebih dari 10, maka nomor golongan adalah jumlah d + s dikurangi 10.
Contoh:

d. Unsur-unsur blok f (golongan lantanida dan aktinida) Dalam konfigurasi elektron unsur, elektron yang terakhir terletak pada orbital f. Jika harga n terbesar dalam konfigurasi elektron tersebut = 6 (periode 6). Unsur tersebut adalah unsur golongan lantanida. Jika harga n terbesar dalam konfigurasi elektron tersebut = 7, unsur tersebut adalah unsur golongan aktinida.
Contoh:


Penulisan konfigurasi elektron berdasarkan konfigurasi elektron gas mulia.
a. Konfigurasi elektron 45Rh
Gas mulia yang terdekat dengan unsur nomor 45 ialah kripton dengan nomor atom = 36, maka elektron yang akan kita konfigurasi 45 – 36 = 9. Karena kripton unsur periode 4, maka konfigurasi dimulai dari orbital 5s.
Menuliskan konfigurasi:
45Rh : (Kr) 5s² 4d7;
b. Konfigurasi elektron 100Fm
Gas mulia yang terdekat ialah Rn dengan nomor atom 86. Jumlah elektron yang akan dikonfigurasi 100 – 86 = 14. Karena Rn terletak pada periode 6, maka konfigurasi dimulai dari orbital 7s.
Menuliskan konfigurasinya:
100Fm: (Rn) 7s² 6d¹ 5f11

Menentukan Letak Unsur dalam Sistem Periodik
Urutan-urutan unsur dalam sistem periodik sesuai dengan konfigurasi elektron menurut aturan Aufbau. Oleh karena itu, dengan mengetahui nomor atom atau susunan
elektron suatu unsur, kita akan dapat menentukan letak unsur itu dalam sistem periodik.
Bilangan kuantum utama untuk orbital s dan p sama dengan nomor periodenya sehingga dapat ditulis sebagian ns dan np, untuk orbital d nomor periodenya adalah kurang satu atau (n – 1)d sedangkan untuk orbital f adalah (n – 2)f.
Hal ini berarti bahwa:
1. Apabila elektron terakhir suatu unsur mengisi orbital 4s atau 4p, maka unsur itu terletak pada periode 4.
2. Apabila elektron terakhir dari suatu unsur mengisi orbital 4d, berarti unsur itu terletak pada periode 5.
3. Apabila elektron terakhir dari suatu unsur mengisi orbital 4f, berarti unsur itu terletak pada periode 6.
Hubungan jumlah elektron pada orbital terakhir dengan nomor golongan adalah sebagai berikut.
Golongan utama:

Golongan transisi:

Golongan transisi dalam f¹ sampai dengan f 14 semua pada golongan IIIB.
Contoh soal:
Tentukan letak unsur-unsur dengan susunan elektron berikut dalam sistem periodik!
a. Q: 1s² 2s² 2p6 3s² 3p5
b. S: (Ar) 4s² 3d7
c. R: (Kr) 5s² 4d¹
d. T: (Xe) 6s² 4f6
sumber : bse kimia

Gerakan zat melalui membran dibedakan menjadi dua macam, yaitu gerakan pasif yang tidak menggunakan energi dan gerakan aktif yang memerlukan energi, yang termasuk gerakan pasif adalah difusi dan osmosis, sedang yang termasuk gerakan aktif adalah transpor aktif, endositosis, dan eksositosis.

1. Difusi

Di dalam sel terjadi peristiwa perpindahan molekul zat dari tempat yang berkonsentrasi tinggi ke tempat yang berkonsentrasi lebih rendah untuk mencapai kesamaan konsentrasi. Peristiwa tersebut dinamakan difusi. Di tingkat sel, difusi bermacam bahan, termasuk air terjadi terus menerus dan di mana-mana. (Frank B. Salisbury & Cleon W. Ross, 1995 : 32).

2. Osmosis

Selain difusi di dalam sel juga terjadi osmosis, yaitu perpindahan melekul air melalui selaput semipermiabel dari larutan yang hipotonis
(kepekatan rendah) ke larutan hipertonis (kepekatan tinggi).

3. Transpor Aktif

Perpindahan zat melalui membran selektif permiabel dari tempat yang konsentrasi zatnya rendah ke tempat yang konsentrasi zatnya tinggi menggunakan energi (ATP) dan enzim pengangkut (protein carier) dinamakan transpor aktif. Transpor aktif melawan gradien konsentrasi suatu zat. Contohnya pompa Na+, K+.
Senyawa yang berupa karbohidrat agar dapat diserap harus dipecah atau disederhanakan dahulu menjadi monosakarida, seperti fruktosa, glukosa dan galaktosa. Senyawa-senyawa tersebut masih bersifat pasif sehingga sukar diserap oleh sel. Untuk itu harus diaktifkan lebih dahulu dengan menggunakan energi yang tersimpan di dalam sel berupa energi kimia yang disebut ATP (Adenosin Tri Phospat). Untuk membebaskan energi ATP diperlukan enzim tertentu sehingga terbatas energinya berupa 1 mol phospat sehingga sisanya berupa ADP (Adenosin Diphospat). Peristiwa inilah yang disebut transpor aktif.

4. Endositosis dan Eksositosis

Endositosis dan eksositosis dapat terjadi pada organisme bersel satu seperti Amoeba dan Paramaecium dan sel-sel tertentu dari tubuh Vertebrata misalnya sel darah putih. Karena bersel satu itulah zat-zat padat atau tetes-tetes cairan dimasukkan dan dikeluarkan melalui membran sel. Proses memasukkan zat-zat padat atau tetes-tetes cairan melalui membran sel disebut dengan endositosis sedangkan proses mengeluarkan zat-zat padat atau tetes-tetes cairan melalui membran sel disebut eksositosis.

Dalam usaha untuk memudahkan mempelajari unsur-unsur dengan baik dan teratur perlu adanya suatu sistem klasifikasi unsur-unsur yang baik berdasarkan pada persamaan sifat-sifatnya.
Usaha untuk mengklasifikasikan unsur-unsur telah dilakukan oleh Lavoisier yaitu dengan cara mengelompokkan unsur-unsur atas unsur logam dan bukan logam, karena pada waktu itu baru dikenal 21 unsur tidak mungkin bagi Lavoisier untuk mengelompokkan unsur lebih lanjut.
Sejak awal abad 19 setelah Dalton mengemukakan teori atomnya, orang berusaha mengklasifikasikan unsur berdasarkan teori ini, walaupun teori Dalton tidak mengandung hal-hal yang menyangkut pengklasifikasian unsur, tetapi teori ini telah mendorong orang untuk mencari hubungan antara sifat-sifat unsur dengan atom. (Pada waktu itu berat atom merupakan sifat yang dapat dipakai untuk membedakan atom suatu unsur dengan atom unsur lain).
Sistem klasifikasi yang menghubungkan sifat unsur dengan massa atom relatif dikemukakan oleh Dobereiner (1817) yang dikenal dengan Triade. Kemudian pada tahun 1863, Newlands mengusulkan hukum oktaf sebagai suatu sistem klasifikasi unsur-unsur. Daftar yang disusun oleh Newlands ini sangat tidak sempurna, karena tidak memperhitungkan unsur-unsur yang belum ditemukan pada waktu itu.
Sistem klasifikasi yang hampir mendekati kesempurnaan baru diperoleh ketika dua ilmuwan kimia yaitu Yulius Lothar Meyer (Jerman) dan Dimitri Mendeleyev (Rusia) pada tahun 1869 menemukan hubungan yang lebih jelas antara sifat unsur dan massa atom. Lothar Meyer menyusun sistem klasifikasi ini berdasarkan sifat-sifat fisika sedangkan Mendeleyev berdasarkan sifat kimia, maka dunia mengakui Mendeleyevlah orang pertama yang berhasil menyusun sistem klasifikasi unsur dalam bentuk tabel, yang kita kenal sebagai sistem periodik Mendeleyev.
Mendeleyev menyusun suatu sistem kartu. Pada setiap kartu ditulisnya nama unsur, massa atom, dan sifatsifatnya. Kemudian kartu diatur dan diubah-ubah kedudukannya sehingga diperoleh susunan yang teratur. Pada saat ia menyusun sistem klasifikasi ini baru dikenal 65 unsur dan gas mulia belum dikenal. Suatu kesimpulan yang diperolehnya adalah suatu keteraturan yang disebut Hukum periodik. Mendeleyev menyatakan, sifat unsur merupakan fungsi periodik dari berat atomnya.
Kelebihan Mendeleyev ialah keyakinan akan ramalannya tentang unsur yang belum ditemukan dan memperbaiki massa atom unsur yang dianggap tidak tepat. Salah satu hal yang menunjukkan kelemahan dari daftar Mendeleyev ialah jika unsur-unsur disusun menurut kenaikkan massa atomnya, ada beberapa unsur yang salah letaknya. Misalnya: tempat iodin dan telurium terbalik.
Empat puluh tahun kemudian Henry Moseley berhasil menemukan cara menentukan nomor atom unsur. Kemudian Moseley mencoba menyusun unsur dengan urutan nomor atomnya, ternyata bahwa urutan ini identik dengan daftar unsur Mendeleyev. Perbedaannya ialah beberapa unsur yang pada tabel Mendeleyev terbalik seperti I dan Te, dalam tabel ini tepat pada tempatnya.

sumber : bse fisika

Konfigurasi elektron dalam atom menggambarkan lokasi semua elektron menurut orbital-orbital yang ditempati. Pengisian elektron dalam orbital-orbital mengikuti aturan-aturan berikut.

1. Prinsip Aufbau

Elektron akan mengisi orbital atom yang tingkat energi relatifnya lebih rendah dahulu baru kemudian mengisi orbital atom yang tingkat energinya lebih tinggi.
Untuk memberikan gambaran yang jelas bagaimana susunan tingkat energi itu, serta cara penamaannya, dapat dilihat pada bagan di bawah ini.

Untuk memudahkan urutan pengisian tingkat-tingkat energi orbital atom diperlukan bagan berikut.


Urutan tingkat energi orbital dari yang paling rendah sebagai berikut.

2. Aturan Hund

Pada pengisian orbital-orbital yang setingkat, elektron-elektron tidak membentuk pasangan lebih dahulu sebelum masing-masing orbital setingkat terisi sebuah elektron dengan arah spin yang sama.
Untuk mempermudah penggambaran maka orbital dapat digambarkan sebagai segi empat

sedang kedua elektron yang berputar melalui sumbu dengan arah yang berlawanan digambarkan sebagai 2 anak panah dengan arah yang berlawanan,+ 1/2 (searah dengan arah putaran jarum jam) digambarkan anak panah ke atas,
– 1/2 (berlawanan dengan arah putaran jarum jam) digambarkan anak panah ke bawah.
Untuk elektron tunggal pada orbital s tidak masalah +1/2 atau – 1/2,tetapi jika orbital s tersebut terisi 2 elektron, maka bilangan kuantum spinnya harus + 1/2 dan – 1/2.
Demikian pula untuk pengisian orbital p (l = 1), elektron pertama dapat menempati orbital px, py, atau pz. Sebab ketiga orbital p tersebut mempunyai tingkat energi yang sama.
orbital s dengan elektronnya digambar
orbital p dengan elektronnya digambar
orbital d dengan elektronnya digambar
Contoh:

Perjanjian:
Pada pengisian elektron dalam orbital, elektron pertama yang mengisi suatu orbital ialah elektron yang mempunyai harga spin +1/2 dan elektron yang kedua mempunyai harga spin – 1/2 .
Berdasarkan pada tiga aturan di atas, maka kita dapat menentukan nilai keempat bilangan kuantum dari setiap elektron dalam konfigurasi elektron suatu atom unsur seperti pada tabel berikut ini.


Orbital penuh dan setengah penuh
Konfigurasi elektron suatu unsur harus menggambarkan sifat suatu unsur. Hasil eksperimen menunjukkan bahwa sifat unsur lebih stabil apabila orbital dalam suatu atom unsur terisi elektron tepat 1/2 penuh atau tepat penuh, terutama orbital-orbital d dan f (5 elektron atau 10 elektron untuk orbital-orbital d dan 7 elektron atau 14 elektron untuk orbital-orbital f).
Apabila elektron pada orbital d dan f terisi elektron 1 kurangnya dari setengah penuh/penuh, maka orbital d/f tersebut harus diisi tepat 1/2 penuh/tepat penuh. Satu elektron penggenapnya diambil dari orbital s yang terdekat.
Contoh:

Konfigurasi elektron ion positif dan ion negatif
Misalnya konfigurasi elektron ion K+; dan ion Cl–;
19K: 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6
Bila atom K melepaskan 1 elektron maka terjadi ion K+ yang mempunyai jumlah proton 19 dan elektron 19 – 1 = 18
Konfigurasi elektron ion K+;: 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6
17Cl: 1s² 2s² 2p6 3s² 3p5
Bila atom Cl menerima 1 elektron maka terjadi ion Cl&sup-; yang mempunyai jumlah proton 17 dan elektron 17 + 1 = 18
Konfigurasi elektron ion Cl–: 1s² 2s² 2p6; 3s² 2p5;
Konfigurasi elektron ion K+ = ion Cl– = atom Ar, peristiwa semacam ini disebut isoelektronis.

Konfigurasi elektron yang tereksitasi
Konfigurasi elektron yang telah dibicarakan di atas adalah konfigurasi elektron dalam keadaan tingkat dasar. Konfigurasi elektron yang tereksitasi adalah adanya elektron yang menempati orbital yang tingkat energinya lebih tinggi.
Contoh:

3. Larangan Pauli

Menurut prinsip ini dalam suatu atom tidak boleh ada 2 elektron yang mempunyai keempat bilangan kuantum yang sama harganya, jika 3 bilangan kuantum sudah sama, maka bilangan kuantum yang keempat harus berbeda.
Contoh:

Ternyata elektron ke-1 dan ke-2 mempunyai harga n, l, dan m yang sama, tapi harga s-nya berbeda. Elektron ke-3 tidak dapat menempati orbital1s lagi, sebab jika elektron ke-3 menempati orbital 1s, maka harga n, l, m, dan s elektron ke-3 akan sama dengan elektron ke-1 atau elektron ke-2.
Dengan menggunakan prinsip eksklusi Pauli dan ketentuan harga m dan l yang diperbolehkan untuk setiap harga n dapat disusun berbagai kombinasi 4 bilangan kuantum pada setiap kuantum grup sebagai berikut.

Kesimpulan:
Sesuai dengan prinsip eksklusi Pauli ini dapat disimpulkan bahwa dalam tiap orbital hanya dapat terisi 2 buah elektron.