I. Perkembangan Teori Atom Perkembangan pemahaman struktur atom sejalan dengan awal perkembangan ilmu Fisika modern. Ilmuwan pertama yang membangun model (struktur) atom adalah John Dalton, kemudian disempurnakan secara bertahap oleh J.J. Thomson, Rutherford, dan Niels Bohr.
A. Model Atom Dalton Pada tahun 1803, John Dalton mengemukakan mengemukakan pendapatnaya 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: 1. Atom merupakan bagian terkecil dari materi yang sudah tidak dapat dibagi lagi 2. Atom digambarkan sebagai bola pejal yang sangat kecil, suatu unsur memiliki atom-atom yang identik dan berbeda untuk unsur yang berbeda 3. Atom-atom bergabung membentuk senyawa dengan perbandingan bilangan bulat dan sederhana. Misalnya air terdiri atomatom hidrogen dan atom-atom oksigen 4. 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. Seperti gambar berikut ini:
Model Atom Dalton seperti bola pejal
Kesimpulan dari model atom Dalton, yaitu unsur terdiri atas atom-atom yang sama dalam segala hal, baik bentuk, ukuran, dan massanya, tetapi 1
berbeda dengan atom-atom unsur lain. Dengan kata lain, atom adalah partikel terkecil suatu unsur yang masih memiliki sifat unsur itu.
Percobaan Lavosier
Mula-mula tinggi cairan merkuri dalam wadah yang berisi udara adalah A, tetapi setelah beberapa hari merkuri naik ke B dan ketinggian ini tetap. Beda tinggi A dan B menyatakan volume udara yang digunakan oleh merkuri dalam pembentukan bubuk merah (merkuri oksida). Untuk menguji fakta ini, Lavoisier mengumpulkan merkuri oksida, kemudian dipanaskan lagi. Bubuk merah ini akan terurai menjadi cairan merkuri dan sejumlah volume gas (oksigen) yang jumlahnya sama dengan udara yang dibutuhkan dalam percobaan pertama
Percobaan Joseph Pruost Pada tahun 1799 Proust menemukan bahwa senyawa tembaga karbonat baik yang dihasilkan melalui sintesis di laboratorium maupun yang diperoleh di alam memiliki susunan yang tetap. Percobaa Sebelum Setelah Perbandingan n pemanasan pemanasan Mg/MgO ke(g Mg) (g MgO) 1
0,62
1,02
2
0,48
0,79
0,62/1,02 = 0,61 0,48/0,79 = 0,60 2
3
0,36
0,60
0,36/0,60 = 0,60
Kelebihan dan Kelemahan Model Atom Dalton •
Kelebihan
Mulai membangkitkan minat terhadap penelitian mengenai model atom. •
Kelemahan
Teori atom Dalton tidak dapat menerangkan suatu larutan dapat menghantarkan arus listrik. Bagaimana mungkin bola pejal dapat menghantarkan arus listrik? padahal listrik adalah elektron yang bergerak. Berarti ada partikel lain yang dapat menghantarkan arus listrik.
B. Model Atom 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. Model atom Thomson dapat digambarkan sebagai berikut:
3
Percobaan Sinar Katode
4
Dengan demikian diperoleh persamaan: Eplistrik = Ek V = ½ mv2 Kelebihan dan Kelemahan Model Atom Thomson •
Kelebihan
Membuktikan adanya partikel lain yang bermuatan negatif dalam atom. Berarti atom bukan merupakan bagian terkecil dari suatu unsur. •
Kelemahan
Model Thomson ini tidak dapat menjelaskan susunan muatan positif dan negatif dalam bola atom tersebut.
C. Model Atom Rutherford
Model Atom Rutherford dapat dijelaskan dengan beberapa konsep berikut: 1. Atom terdiri dari inti atom yang sangat kecil dengan muatan positif yang massanya merupakan massa atom tersebut 2.
Elektron-elektron dalam atom bergerak mengelilingi inti tersebut
3. Banyaknya elektron dalam atom sama dengan banyaknya proton di dalam inti dan ini sesuai dengan nomor atomnya. 5
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. Model atom Rutherford dapat digambarkan sebagai berikut:
Percobaan Rutherford
Eksperimen Rutherford pada tahun 1910 dikenal dengan percobaan hamburan partikel alfa. Partikel alfa yang berasal dari ion He bermuatan positif dari sumber radioaktif ditembbakkan melalui lempeng/lembaran emas (Au foil) yang sangat tipis. layar fluresen ditempatkan di belakang Au foil yang sangat tipis. Layar ini ditempatkan di belakang Au foil untuk mendeteksi hamburan (scattering) partikel alfa.
Partikel alfa adalah partikel bermuatan positif . Oleh karena itu, pantulan partikel alfa dengan sudut pantul lebih besar dari 90 hanya mungkin disebabkan adanya tumbukan antara partikel alfa dengan suatu partikel yang memiliki kerapatan sangat tinggi dan bermuatan sejenis (positif). Akibatnya, 6
partikel alfa yang menuju kepada partikel itu akan dibelokkan arahnya karena adanya penolakan muatan yang sama. Gejala ini menurut Rutherford, akibat adanya suatu partikel yang merupakan inti dari lempeng tipis logam yang dijadikan target. Gejala lain yang diamati adalah hanya sebagian kecil dari partikel alfa yang dipantulkan, umumnya partikel alfa diteruskan. Gejala ini menurutnya, menunjukkan bahwa bagian terbesar dari atom-atom logam dijadikan tabir merupakan ruang kosong. Dari percobaan tersebut, Rutherford menyimpulkan bahwa atom tersusun dari inti atom sebagai pusat atom yang bermuatan positif, dan kesimpulan yang lain bahwa elektron berputar mengelilingi inti dengan jarak tertentu dari inti atom. Kelebihan dan Kelemahan Model Atom Rutherford •
Kelebihan Membuat hipotesa bahwa atom tersusun dari inti atom dan elektron yang mengelilingi inti •
Kelemahan
Model Atom Rutherford tidak dapat menerangkan energi yang dilepaskan dalam bentuk cahaya, sebab pada setiap kali perputaran elektron dengan percepatan tetap, elektron kehilangan energi dan akhirnya tertarik ke inti. Perilaku seperti ini menimbulkan gerakan berbentuk spiral, dan berakhir dengan jatuhnya elektron ke inti. Pada kenyataanya, atom bersifat mantap dan stabil.
D. Model Atom Bohr Di dalam fisika atom, model Bohr adalah model atom yang diperkenalkan oleh Niels Bohr pada 1913. Model ini menggambarkanatom sebagai sebuah inti kecil bermuatan positif yang dikelilingi oleh elektron yang bergerak dalam orbit sirkular mengelilingi inti — mirip sistem tata surya, tetapi peran gaya gravitasi digantikan oleh gaya elektrostatik. Model ini adalah pengembangan dari model puding prem (1904), model Saturnian (1904), dan model Rutherford (1911). Karena model Bohr adalah pengembangan dari model Rutherford, banyak sumber mengkombinasikan kedua nama dalam penyebutannya menjadi model Rutherford-Bohr. Model atom Bohr dikemukakan oleh Niels Bohr yang berusaha menjelaskan kestabilan atom dan spektrum garis atom hidrogen yang tidak 7
dapat dijelaskan oleh model atom Rutherford. Model atom Bohr memuat tiga postulat sebagai berikut. 1. Di dalam atom hidrogen, elektron hanya dapat mengelilingi lintasan tertentu tertentu yang diijinkan tanpa membebaskan (melepaskan) energi. Lintasan ini disebut lintasan stasioner dan memiliki energi tertentu yang sesuai. 2. Elektron dapat berpindah dari satu lintasan ke lintasan yang lain. Energi dalam bentuk foton cahaya akan dilepaskan jika elektron berpindah ke lintasan yang lebih dalam, sedangkan Energi dalam bentuk foton cahaya akan diserapkan supaya elektron berpindah ke lintasan yang lebih luar. Energi
dilepas
atau
diserap
dalam paket
sebesar hf sesuai
dengan
persamaan Planck. E = hf Dimana h adalah konstanta Planck dan f adalah frekuensi cahaya atau foton yang dilepas atau diserap. 3. Lintasan-lintasan stasioner yang diijinkan untuk ditempati elektron memiliki momentum sudut yang merupakan kelipatan bulat dari nilai (nilai ini biasa ditulis juga sebagai ћ)
Model atom Bohr
8
Model atom Bohr berhasil menjelaskan kestabilan elektron dengan memasukkan konsep lintasan atau orbit stasioner dimana elektron dapat berada di dalam lintasannya tanpa membebaskan energi. Spektrum garis atomik juga merupakan efek lain dari model atom Bohr. Spektrum garis adalah hasil mekanisme elektron di dalam atom yang dapat berpindah lintasan dengan menyerap atau melepas energi dalam bentuk foton cahaya. Dengan demikian, struktur atom berdasarkan model atom Bohr adalah elektron dapat berada di dalam lintasan-lintasan stasioner dengan energi tertentu. Lintasan elektron dapat juga dianggap sebagai tingkat energi elektron. Elektron yang berada di lintasan tertentu yang stasioner dengan jari-jari tertentu dikatakan memiliki energi tertentu. Elektron yang berada di lintasan ke-n berada pada jari-jari lintasan dan energi sebagai berikut.
Dalam persamaan ini, jari-jari r dinyatakan dalam satuan nanometer (nm) dan energi E dinyatakan dalam satuan elektron volt (eV). Spektrum Garis Atomik Jika sebuah gas diletakkan di dalam tabung kemudian arus listrik dialirkan ke dalam tabung, gas akan memancarkan cahaya. Cahaya yang dipancarkan oleh setiap gas berbeda-beda dan merupakan karakteristik gas tersebut. Cahaya dipancarkan dalam bentuk spektrum garis dan bukan spektrum yang kontinu. Kenyataan bahwa gas memancarkan cahaya dalam bentuk spektrum garis diyakini berkaitan erat dengan struktur atom. Dengan demikian, spektrum garis atomik dapat digunakan untuk menguji kebenaran dari sebuah model atom.
9
spektrum garis berbagai gas Spektrum garis membentuk suatu deretan warna cahaya dengan panjang gelombang berbeda. Untuk gas hidrogen yang merupakan atom yang paling sederhana, deret panjang gelombang ini ternyata mempunyai pola tertentu yang dapat dinyatakan dalam bentuk persamaan matematis. Seorang guru matematika Swiss bernama Balmer menyatakan deret untuk gas hidrogen sebagai persamaan berikut ini. selanjutnya, deret ini disebut deret Balmer.
Dimana
panjang
gelombang
dinyatakan
dalam
satuan
nanometer (nm). Beberapa orang yang lain kemudian menemukan deret-deret yang lain selain deret Balmer sehingga dikenal adanya deret Lyman, deret Paschen, Bracket, dan Pfund. Pola deret-deret ini ternyata serupa dan dapat dirangkum dalam satu persamaan. Persamaan ini disebut deret spektrum hidrogen. Dimana R adalah konstanta Rydberg yang nilainya 1,097 × 107 m−1.
Deret Lyman (m = 1)
dengan n = 2, 3, 4, ….
Deret Balmer (m = 2)
dengan n = 3, 4, 5 ….
10
Deret Paschen (m = 3)
dengan n = 4, 5, 6 …. •
Deret Bracket (m = 4)
dengan n = 5, 6, 7, …. •
Deret Pfund (m = 5)
dengan n = 6, 7, 8 ….
Lima deret spektrum hidrogen
Dalam model atom Rutherford, elektron berputar mengelilingi inti atom dalam lintasan atau orbit. Elektron yang berputar dalam lintasan seolah-olah bergerak melingkar sehingga mengalami percepatan dalam geraknya. Menurut teori elektromagnetik, elektron yang mengalami percepatan akan memancarkan gelombang elektromagnetik secara kontinu. Ini berarti elektron lama kelamaan akan kehabisan energi dan jatuh ke dalam tarikan inti atom. Ini berarti elektron tidak stabil. Di pihak lain elektron memancarkan energi secara kontinu dalam spektrum kontinu. Ini bertentangan dengan kenyataan bahwa atom memancarkan spektrum garis. Ketidakstabilan elektron dan spektrum kontinu sebagai konsekuensi dari model atom Rutherford tidak sesuai dengan fakta bahwa atom haruslah stabil dan memancarkan spektrum garis. Diperlukan penjelasan lain yang dapat menjelaskan kestabilan atom dan spektrum garis atom hidrogen. Tingkatan energi elektron dalam atom hidrogen
11
Model Bohr hanya akurat untuk sistem satu elektron seperti atom hidrogen atau helium yang terionisasi satu kali. Bagian ini hendak menurunkan rumusan tingkat-tingkat energi atom hidrogen menggunakan model Bohr. Penurunan rumus didasarkan pada tiga asumsi sederhana: 1) Energi sebuah elektron dalam orbit adalah penjumlahan energi kinetik dan energi potensialnya:
dengan
, dan qe adalah muatan elektron.
2) Momentum sudut elektron hanya boleh memiliki harga diskret tertentu:
dengan n = 1,2,3,… dan disebut bilangan kuantum utama, h adalah konstanta Planck, dan
.
3) Elektron berada dalam orbit diatur oleh gaya coulomb. Ini berarti gaya coulomb sama dengangaya sentripetal:
Dengan mengalikan ke-2 sisi persamaan (3) dengan r didapatkan:
Suku di sisi kiri menyatakan energi potensial, sehingga persamaan untuk energi menjadi:
Dengan menyelesaikan persamaan (2) untuk r, didapatkan harga jari-jari yang diperkenankan:
Dengan memasukkan persamaan (6) ke persamaan (4), maka diperoleh:
Dengan membagi kedua sisi persamaan (7) dengan mev didapatkan 12
Dengan memasukkan harga v pada persamaan energi (persamaan (5)), dan kemudian mensubstitusikan harga untuk k dan , maka energi pada tingkatan orbit yang berbeda dari atom hidrogen dapat ditentukan sebagai berikut:
Dengan memasukkan harga semua konstanta, didapatkan,
Dengan demikian, tingkat energi terendah untuk atom hidrogen (n = 1) adalah -13.6 eV. Tingkat energi berikutnya (n = 2) adalah -3.4 eV. Tingkat energi ketiga (n = 3) adalah -1.51 eV, dan seterusnya. Harga-harga energi ini adalah negatif, yang menyatakan bahwa elektron berada dalam keadaan terikat dengan proton. Harga energi yang positif berhubungan dengan atom yang berada dalam keadaan terionisasi yaitu ketika elektron tidak lagi terikat, tetapi dalam keadaan tersebar. Kelebihan dan Kelemahan Teori Bohr •
Kelebihan 1. Keberhasilan teori Bohr terletak pada kemampuannya untuk meeramalkan garis-garis dalam spektrum atom hidrogen. 2. Salah satu penemuan adalah sekumpulan garis halus, terutama jika atom-atom yang dieksitasikan diletakkan pada medan magnet
•
Kelemahan 1. Struktur garis halus ini dijelaskan melalui modifikasi teori Bohr tetapi teori ini tidak pernah berhasil memerikan spektrum selain atom hydrogen. 2. Belum mampu menjelaskan adanya stuktur halus(fine structure) pada spectrum, yaitu 2 atau lebih garis yang sangat berdekatan. 13
3. Belum dapat menerangkan spektrum atom kompleks 4. Itensitas relatif dari tiap garis spektrum emisi.
II.
Model Atom Mekanika Kuantum A. Pengertian Model Atom Mekanika Kuantum Salah satu kelemahan model atom Bohr hanya bisa dipakai untuk menjelaskan model atom hydrogen dan atom atau ion yang memiliki konfigurasi elektron seperti atom hydrogen, dan tidak bisa menjelaskan untuk atom yang memiliki banyak elektron. Werner heinsberg (1901-1976), Louis de Broglie (1892-1987), dan Erwin Schrödinger (1887-1961) merupakan para ilmuwan yang menyumbang berkembangnya model atom modern atau yang disebut sebagai model atom mekanika kuantum. 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”.. 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. Persamaan Schrodinger
x,y dan z = Posisi dalam tiga dimensi Y = Fungsi gelombang m = massa ђ = h/2p dimana h = konstanta plank dan p = 3,14 E = Energi total V = Energi potensial Menurut Schrödinger elektron yang terikat pada inti atom dapat dianggap memiliki sifat sama seperti “standing wave” , anda bisa membayangkan 14
gelombang standing wave ini seperti senar pada gitar (lihat gambar). Ciri standing wave ini ujung-ujungnya harus memiliki simpul sehingga ½ gelombang yang dihasilkan berjumlah bilangan bulat.
Hal yang sama dapat diterapkan apabila kita menganggap elektron dalam atom hydrogen sebagai “standing wave”. Hanya orbit dengan dengan jumlah ½ gelombang tertentu saja yang diijinkan, orbit dengan jumlah ½ gelombjang yang bukan merupakan bilangan bulat tidak diijinkam. Hal inilah penjelasan yang rasional mengapa energi dalam atom hydrogen terkuantisasi. Prinsip Ketidakpastian Heisenberg Prinsip ini dikemukakan oleh Heisenberg, karena adanya sifat dualisme cahaya. "Pengukuran posisi dan momentum partikel secara serentak, selalu menghasilkan ketidakpastian yang lebih besar dari konstanta Planck". Δx . Δp = h Δx = ketidakpastian posisi partikel Δp = ketidakpastian momentum partikel Model atom dengan orbital lintasan elektron ini disebut model atom modern atau model atom mekanika kuantum yang berlaku sampai saat ini, seperti terlihat pada gambar berikut ini. 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.
15
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 1. 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). 2. Bentuk dan ukuran orbital bergantung pada harga dari ketiga bilangan kuantumnya. (Elektron yang menempati orbital dinyatakan dalam bilangan kuantum tersebut) 3. Posisi elektron sejauh 0,529 Amstrong dari inti H menurut Bohr bukannya sesuatu yang pasti, tetapi bolehjadi merupakan peluang terbesar ditemukannya elektron.
Perbedaan model atom Bohr dengan model atom Mekanika Kuantum N o 1 2
3
Model Atom Bohr Elektron bergerak dalam lintasannya yang berbentuk lingkaran Electron mengitari inti atom pada lintasan (kulit) dengan tingkat energi tertentu Posisi sebuah electron yang bergerak mengelilingi inti atom dapat ditentukan
Model Atom Mekanika Kuantum Electron bergerak dalam orbital dengan melakukan gerak gelombang Electron mengitari inti atom pada orbital yang membentuk kulit Posisi sebuah electron yang bergerak mengelilingi inti atom tidak dapat ditentukan
B. Efek Zeeman Spektrum garis atomik teramati saat arus listrik dialirkan melalui gas di dalam sebuah tabung lecutan gas. Garis-garis tambahan dalam spektrum emisi teramati jika atom-atom tereksitasi diletakkan di dalam medan magnet luar. Satu garis di dalam spektrum garis emisi terlihat sebagai tiga garis (dengan dua garis tambahan) di dalam spektrum apabila atom diletakkan di dalam medan magnet. Terpecahnya satu garis menjadi beberapa garis di dalam medan magnet dikenal sebagai efek Zeeman.
16
pemisahan garis spektrum atomik di dalam medan magnet
Efek Zeeman tidak dapat dijelaskan menggunakan model atom Bohr. Dengan demikian, diperlukan model atom yang lebih lengkap dan lebih umum yang dapat menjelaskan efek Zeeman dan spektrum atom berelektron banyak.
C. Bilangan Kuantum Ada empat bilangan kuantum yang akan kita kenal, yaitu bilangan kuantum utama (n), bilangan kuantum Azimut (l), bilangan kuantum magnetic (m) dan bilangan kuantum spin (s). 1.
Bilangan Kuantum Utama (n)
Lambang dari bilangan kuantum utama adalah “n” (en kecil). Bilangan kuantum utama menyatakan kulit tempat ditemukannya elektron yang dinyatakan dalam bilangan bulat positif. Nilai bilangan itu di mulai dari 1, 2, 3 dan seterusnya. Jenis kulit-kulit dalam konfigurasi elektron dilambagkan dengan huruf K, L, M, N dan seterusnnya. Kulit yang paling dekat dengan inti adalah kulit K dan bilangan kuantum kulit ini = 1. Kulit berikutnya adalah L yang mempunyai bilangan kuantum utama = 2 dan demikian seterusnya untuk kulit-kulit berikutnya. Untuk lebih jelasnya coba perhatikan tabel di bawah ini
17
Dari tabel di atas terlihat bahwa bilangan kuantum utama berhubungan dengan kulit atom sehingga bilangan kuantum utama dapat Anda gunakan untuk menentukan ukuran orbit (jari-jari) berdasarkan jarak orbit elektron dengan inti atom. Kegunaan lainnya, Anda dapat mengetahui besarnya energi potensial elektron. Semakin dekat jarak orbit dengan inti atom maka kekuatan ikatan elektron dengan inti atom semakin besar, sehingga energi potensial elektron tersebut semakin besar.
2.
Bilangan Kuantum Azimut (l)
Bilangan kuantum azimut menyatakan subkulit tempat elektron berada dan bentuk orbital, serta menentukan besarnya momentum sudut elektron terhadap inti. Bilangan kuantum ini berhubungan dengan subkulit atom. Lambang subkulit ini adalah s, p, d, f dan seterusnya. Nilai bilangan kuantum azimut dimulai dari angka nol (0). Jadi secara urut subkulit s mempunyai bilangan kuantum azimut = 0, subkulit p mempunyai bilangan kuantum azimut = 1, subkulit d mempunyai bilangan kuantum azimut = 2 dan demikian seterusnya. Besarnya bilangan kuantum azimut yang mungkin tergantung pada nilai bilangan kuantum utama (n). Bila n=1, maka hanya ada satu kemungkinan nilai bilangan kuantum azimut yaitu l = 0 karena pada kulit pertama (K) hanya terdiri dari satu subkulit yaitu subkulit s. Sedangkan n=2, maka ada dua subkulit yang mungkin yaitu l = 0 dan l = 1 karena pada kulit kedua (L) ada dua subkulit yaitu sub kulit s dan p.
18
Kulit M, maka nilai n = 3 dan l = 0, 1, dan 2 karena mempunyai subkulit s, p, dan d. Kulit N, maka nilai n = 4 dan l = 0, 1, 2, dan 3 karena mempunyai subkulit s, p, d, dan f. Jadi nilai bilangan kuantum azimut tidak mungkin sama atau lebih besar dari bilangan kuantum utamanya. Maksimal nilai l = n – 1. Elektron yang bergerak mengelilingi inti atom memiliki momentum sudut. Efek Zeeman yang teramati ketika atom berada di dalam medan magnet berkaitan dengan orientasi atau arah momentum sudut dari gerak elektron mengelilingi inti atom. Terpecahnya garis spektum atomik menandakan orientasi momentum sudut elektron yang berbeda ketika elektron berada di dalam medan magnet. Tiap orientasi momentum sudut elektron memiliki tingkat energi yang berbeda. Meskipun kecil perbedaan tingkat energi akan teramati apabila atom berada di dalam medan magnet. Momentum sudut elektron dapat dinyatakan sebagai
Dimana:
Bilangan l disebut bilangan kuantum orbital. Jadi, bilangan kuantum orbital l menentukan besar momentum sudut elektron. Nilai bilangan kuantum orbital l adalah l = 0, 1, 2, 3, … (n – 1) misalnya, untuk n = 2, nilai l yang diperbolehkan adalah l = 0 dan l = 1. 3.
Bilangan Kuantum Magnetik (m)
Bilangan kuantum magnetik menyatakan orbital tempat ditemukannya elektron pada subkulit tertentu dan arah momentum sudut elektron terhadap inti. Sehingga nilai bilangan kuantum magnetik berhubungan dengan bilangan 19
kuantum azimut dan bernilai dari - l hingga + l (l = nilai bilangan kuantum azimutnya). Misalnya subkulit s mempunyai nilai l = 0 maka bilangan kuantum magnetiknya (m) = 0. Angka nol ini melambangkan satu-satunya orbital yang ada pada subkulit s. Sub kulit p mempunyai nilai l = 1 maka bilangan kuantum magnetiknya = - 1, 0, +1. Angka-angka tersebut melambangkan 3 orbital yang ada pada subkulit p. Subkulit d mempunyai nilai l = 2 maka bilangan kuantum magnetiknya = - 2, - 1, 0, + 1, + 2. Angka-angka tersebut melambangkan 5 orbital yang ada pada subkulit d dan demikian seterusnya.
Dari tabel di atas terlihat bahwa nilai magnetik (m) diantara - l sampai + l (l = bilangan kuantum azimut). Nilai bilangan kuantum magnetik suatu elektron tergantung pada letak elektron tersebut dalam orbital. Nama-nama kotak di atas sesuai dengan bilangan kuantum magnetiknya. Dan perlu diingat juga dengan mengabaikan tanda -/+ maka nilai m tidak mungkin lebih besar dari nilai l.
4. Bilangan Kuantum Spin (s) Bilangan kuantum spin menyatakan arah rotasi elektron pada porosnya. Dalam satu orbital dapat berisi elektron tunggal atau sepasang elektron. Ada dua kemungkinan arah rotasi yaitu searah jarum jam atau berlawanan arah jarum jam. Begitulah elektron yang berotasi, bila searah jarum jam maka memiliki nilai s = + ½ dan dalam orbital dituliskan dengan tanda panah ke atas. Sebaliknya untuk elektron yang berotasi berlawanan arah jarum jam maka memiliki nilai s = - ½ dan dalam orbital dituliskan dengan tanda panah ke bawah. Dari uraian arah rotasi maka kita dapat mengetahui bahwa dalam satu orbital atau kotak maksimum memiliki 2 elektron. Bila dalam orbital terdiri dari satu elektron maka nilai s = + ½ karena elektron tersebut berputar searah jarum jam. Dan bila dalam orbital terdiri dari 2 elektron maka nilai s = - ½ 20
karena menunjukkan elektron tersebut merupakan pasangan elektron sebelumnya yang berputar searah jarum jam sehingga mempunyai perputaran sebaliknya yaitu berlawanan dengan arah jarum jam.
D. Kaidah Hund Untuk menyatakan distribusi elektron-elektron pada orbital-orbital dalam suatu subkulit, konfigurasi elektron dapat dituliskan dalam bentuk diagram orbital. Suatu orbital dilambangkan dengan strip, sedangkan dua elektron yang menghuni satu orbital dilambangkan dengan dua anak panah yang berlawanan arah. Jika orbital hanya mengandung satu elektron, anak panah dituliskan mengarah ke atas. Dalam kaidah Hund, dikemukakan oleh Friedrich Hund (1894 – 1968) pada tahun 1930, disebutkan bahwa elektron-elektron dalam orbital-orbital suatu subkulit cenderung untuk tidak berpasangan. Elektron-elektron baru berpasangan apabila pada subkulit itu sudah tidak ada lagi orbital kosong.
Pengisian orbital dalam suatu atom
Subkulit yang dilambangkan dengan strip sebanyak orbital yang dimiliki.
E. Larangan Pauli Pada tahun 1928, Wolfgang Pauli (1900 – 1958) mengemukakan bahwa tidak ada dua elektron dalam satu atom yang boleh mempunyai keempat bilangan kuantum yang sama. Dua elektron yang mempunyai bilangan kuantum utama, azimuth, dan magnetik yang sama dalam satu orbital, harus mempunyai spin yang berbeda. Kedua elektron tersebut berpasangan.
Setiap orbital mampu menampung maksimum dua elektron. Untuk mengimbangi gaya tolak-menolak di antara elektron-elektron tersebut, dua elektron dalam satu orbital selalu berotasi dalam arah yang berlawanan. 21
Subkulit s (1 orbital) maksimum 2 elektron Subkulit p (3 orbital) maksimum 6 elektron Subkulit d (5 orbital) maksimum 10 elektron Subkulit f (7 orbital) maksimum 14 elektron Jadi “Tidak boleh ada elektron dalam satu atom yang memiliki ke empat bilangan kuantum yang sama”.
F. Fungsi Bilangan Kuantum Keempat bilangan kuantum tersebut digunakan untuk menunjukkan letak elektron terakhir (terluar) dari suatu atom. Dimulai dari letak kulit atom (bilangan kuantum utama), subkulit atom (bilangan kuantum azimut), letak orbital (bilangan kuantum magnetik) hingga perputaran elektronnya (bilangan kuantum spin). Sehingga bilangan kuantum ini bersifat spesifik sesuai dengan azas larangan pauli. Selanjutnya kita gabungkan keempat bilangan kuantum tersebut untuk menentukan identitas suatu elektron. Agar dapat menentukan dengan tepat maka kita harus paham dengan konfigurasi elektron dan diagram orbital terlebih dahulu. Sebagai contoh konfigurasi elektron dan diagram orbital dari sulfur (S) seperti di bawah ini :
Untuk menentukan bilangan kuantum dari elektron terakhirnya kita cukup memperhatikan subkulit terluarnya yakni 3p :
Penggambaran elektron terakhir yang diberi tanda merah. Elektron tersebut terletak pada kulit 3 berarti bilangan kuantum utamanya (n) = 3. Terletak di subkulit p berarti bilangan kuantum azimutnya (l) = 1. Sedangkan untuk menentukan bilangan kuantum magnetiknya kita perlu menamai tiap-tiap orbital dalam subkulit 3p tersebut yakni angka yang berwarna hijau. Sesuai dengan diagram di atas maka nilai bilangan kuantum magnetiknya (m) = - 1. Dan karena tanda panahnya ke bawah maka bilangan kuantum spinnya (s) = ½.
22
