Berkelas

BAB 7

Fisika AtomFisika Atom

Standar Kompetensi:Standar Kompetensi:Menganalisis berbagai besaran fsis pada gejala kuantumdan batas-batas berlakunya relativitas Einstein dalam paradigma fisika modern.

Kompetensi Dasar:Kompetensi Dasar:• Mendeskripsikan perkembangan teori atom.

A. Perkembangan Teori Atom

1. Konsep Atom DemokritusKonsep atom pertama kali dikemukakan oleh Demokritus (460-370 SM),seorang ahli filsafat Yunani, yang menyatakan bahwa tiap zat atau materi dapat dibagi atas bagian-bagian yang lebih kecil, sampai mencapai bagian yang terkecil yang tidak dapat dibagi lagi. Bagian terkecil dari zat atau materi yang tidak dapat dibagi, disebut atom.

2. Teori Atom DaltonPada tahun 1802 seorang ahli fisika dan kimia berkebangsaan Inggris bernama John Dalton (1766–1844)Teorinya, antara lain sebagai berikut.a.Semua materi tersusun dari partikel-partikel yang sangat kecil yang tidak dapat dibagi lagi yang disebut atom.b. Setiap unsur tersusun dari atom-atom yang sama dan tidak dapat berubah menjadi atom unsur lain.

c. Dua atom atau lebih yang berasal dari unsur-unsur yang berlainan dapat membentuk suatu molekul. Molekul ini adalah bagian dari senyawa yang ter kecil.d. Pada reaksi kimia, atom-atom berpisah, kemudian bergabung lagi dengan susunan yang berbeda dengan semula, tetapi massa keseluruhan tetap.Hipotesa Dalton digambarkan dengan

model atom sebagai bola pejalseperti bola tolak peluru.

Kelemahan teori Dalton ialah yang menyatakan bahwa atom tidak dapat dipecah-pecah lagi. Hal itu ternyata bertentangan dengan hasil percobaan.

3. Model Atom Thomson

Pada tahun 1897, seorang ahli fisika berkebangsaan Inggris, yang bernamaJ.J. Thomson (1856–1940), berhasil menemukan bagian dari atom yang bermuatan negatif, yaitu elektron. Ia menggunakan tabung sinar katode (CRT/Cathode Ray Tube) dalam penemuannya tersebut. Dengan ditemukannya elektron yang menjadi bagian dari atom, pada tahun 1904, Thomson mengemukakan suatu model atom. Menurut Thomson,

Atom berbentuk bola pejal yang bermuatan listrik negatif berupa elektron yang tersebar merata di seluruh bagian atom.Atom berbentuk bola pejal yang bermuatan listrik negatif berupa elektron yang tersebar merata di seluruh bagian atom.

Gambar 7.2(a)J.J. Thomson sedang melakukan eksperimennya dengan menggunakan tabung sinar katoda dan (b)tabung sinar katoda serta bagian-bagiannya

Penyebaran elektron pada model atom Thomson diibaratkan sama dengan kismis yang menyebar pada sebuah roti

Gambar 7.3(a) Model atom Thomson dan (b) roti kismis

Model atom Thomson dapat diterima oleh para ilmuwan pada tahun 1897. Akan tetapi, pada tahun 1911, model atom itu dinyata kan salah oleh Rutherford.

4. Model Atom Rutherford

Pada tahun 1911, Ernest Rutherford (1871-1937), seorang ilmuwan berkebang saan Inggris melakukan percobaan membuktikan kebenaran model atom Thomson.Mereka menembakkan partikel partikel alfa pada lempeng emas yang sangat tipis setebal 10–2 mm atau kirakira setebal 2.000 atom.

Gambar 7.4Percobaan hamburan Rutherford

Berdasarkan hasil percobaan tersebut, Rutherford menyusun model atom sebagai berikut.a. Atom terdiri atas inti atom yang bermuatan listrik positif yang mengandung hampir seluruh massa atom.b. Elektron bermuatan listrik negatif beredar mengelilingi inti pada lintasan-lintasan tertentu, seperti planet-planet yang beredar mengelilingi matahari pada susunan tata surya.c. Atom secara keseluruhan bersifat netral. Jumlah muatan positif inti sama dengan jumlah muatan elektron-elektronnya.d. Inti atom dan elektron tarik-menarik, gaya tarik-menarik ini menimbulkan gaya sen tripetal pada elektron yang menye - babkan elektron tetap pada orbitnya.e. Pada reaksi kimia, inti atom tidak mengalami per ubahan, hanya elektron-elektron pada lin tas an luar yang saling memengaruhi.

Gambar 7.5(a) Model atom hidrogen menurutRutherford dan (b) gaya tarik antarainti dan elektron pada atom hidrogen

Gaya tarik-menarik antara inti dan elektron adalah

Gaya sentripetal pada elektron sebesar:

Energi kinetik elektron pada lintasan dengan jari-jari r adalah:

atau

Energi potensial elektron

Energi total elektron sama dengan jumlah energi kinetik dan energi potensialnya:

Keterangan:E = energi total elektron (J)k = konstanta kesebandingan = (9 × 109 Nm/C2)e = muatan elementer = (1,60 × 10–19 C)r = jari-jari lintasan elektron (m) Gambar 7.6

Atom oksigen menurut model atomRutherford seperti susunan tatasurya

Kelemahan Model Atom Rutherford1. Karena elektron dalam geraknya mengelilingi inti memancarkan energi maka energi elektron berkurang, sehingga jari-jari lintasannya mengecil. Lintasan elektron tidak lagi berupa lingkaran dengan jari-jari tetap tetapi berupa putaran berpilin yang mendekati inti dan akhirnyaelektron akan jatuh ke inti (perhatikan Gambar 7.7). Padahal, hal itu tidak pernah terjadi.2. Apabila jari-jari lintasan elektron semakin kecil maka waktu putarnya semakin kecil pula. Frekuensi dan panjang gelombang elektromagnetik yang dipancarkan menjadi bermacam-macam. Hal itu bertentangan dengan hasil pengamatan spektrum atom hidrogen yang menunjukkan spektrum garis yang khas atau diskrit untuk atom hidrogen.

Gambar 7.7Putaran berpilin

Pada tahun 1885, John Jacob Balmer, seorang ilmuwan kebangsaanSwiss, menemukan suatu spektrum atom hidrogen, sebagai berikut.

Keterangan:λ = panjang gelombang spektrum cahaya yang dipancarkan atom hidrogen (m)R = konstanta keseimbangan (konstanta Rydberg = 1,097 × 107 /m)n = bilangan kuantum utama (lebih besar dari 2, yaitu 3, 4,5, ..)

Gambar 7.8Posisi garis spektrum seri Balmer

B. Model Atom Bohr

Pada tahun, 1913, Niels Bohr (1885-1962), fisikawan berkebangsaanSwedia, menggabungkan teori kuantum Planck dan teori atom dari Ernest Rutherford yang dikemukakan pada tahun 1911. Model atom Bohr dinyatakan dengan dua postulat, sebagai berikut:

1. Elektron tidak dapat bergerak mengelilingi inti melalui sembarang lintasan, tetapi hanya dapat melalui lintasan-lintasan tertentu saja tanpa membebaskan energi. Lintasan itu disebut lintasan stasioner.

1. Elektron tidak dapat bergerak mengelilingi inti melalui sembarang lintasan, tetapi hanya dapat melalui lintasan-lintasan tertentu saja tanpa membebaskan energi. Lintasan itu disebut lintasan stasioner.

Pada lintasan stasioner itu, elektron memiliki momentum sudut yang besarnya merupakan kelipatan integral dari h/2π, dinyatakan:

Pada lintasan stasioner itu, elektron memiliki momentum sudut yang besarnya merupakan kelipatan integral dari h/2π, dinyatakan:

Gambar 7.9Lintasan stasioner tersebutdinamakan kulit atom, denganlintasan inti di sudut kulit K,selanjutnya L, lalu M

Keterangan:m = massa elektron (kg)v = kecepatan linier elektron (m/s)r = jari-jari lintasan elektron (m)n = bilangan kuantum utamah = konstanta Planck = 6,63 × 10–34 Js

Keterangan:m = massa elektron (kg)v = kecepatan linier elektron (m/s)r = jari-jari lintasan elektron (m)n = bilangan kuantum utamah = konstanta Planck = 6,63 × 10–34 Js

2. Oleh karena suatu sebab, elektron dapat berpindah darisatu lintasan ke lintasan yang lain dengan memancarkan atau

menyerap energi foton. Sesuai dengan teori kuantum Planck, energi foton yang dipancarkan atau diserap saat terjadi perpindahan lintasan, selisih energi elektron sebanding dengan frekuensinya dan dinya takan dengan persamaan:

2. Oleh karena suatu sebab, elektron dapat berpindah darisatu lintasan ke lintasan yang lain dengan memancarkan atau

menyerap energi foton. Sesuai dengan teori kuantum Planck, energi foton yang dipancarkan atau diserap saat terjadi perpindahan lintasan, selisih energi elektron sebanding dengan frekuensinya dan dinya takan dengan persamaan:

EA – EB = hfEA – EB = hfKeterangan:EA = energi elektron pada lintasan dengan bilangan kuantum A (J)EB = energi elektron pada lintasan dengan bilangan kuantum B (J)f = frekuensi yang dipancarkan atau diserap (Hz)

Gambar 7.10Proses (a) terjadinya pemancaran energi foton dari sebuah elektrondan (b) terjadinya penyerapan energi foton oleh elektron

Jika EA – EB berharga (–) negatif, elektron menyerap energi dan jikaEA – EB berharga (+) positif, elektron memancarkan energi. Dengandemikian, dapat disimpulkan bahwa:

apabila elektron pindah dari lintasan dengan bilangan kuantum utamabesar ke lintasan dengan bilangan kuantum utama kecil, elektronmemancarkan energi, jika sebaliknya, elektron menyerap energi.

apabila elektron pindah dari lintasan dengan bilangan kuantum utamabesar ke lintasan dengan bilangan kuantum utama kecil, elektronmemancarkan energi, jika sebaliknya, elektron menyerap energi.

1. Jari-Jari Lintasan ElektronDengan memasukkan nilai: h = 6,63 × 10–34 Js;k = 9 × 109 Nm2/C2;

m = 9,1 × 10–31 kg;e = 1,6 × 10–19 C;π= 3,14 Js

r1 = (0,53 × 10–10) meter = 0,53 År1 = (0,53 × 10–10) meter = 0,53 Å

rn = n2 r1 rn = n2 r1

Perbandingan jari-jari lintasan elektron pada bilangan kuantum tertentu adalah

2. Energi Elektron di Lintasan Stasioner

Keterangan:ε0 = konstanta permitivitas (8,85 × 10–12 C2/Nm2)

3. Eksitasi ElektronGambar 7.11Eksitasi elektron

R = 1,097 × 107 /m

Apabila elektron menyerap energi foton dari luar cukup besar makaelektron tersebut dapat tereksitasi sampai ke lintasan dengan bilangankuantum utama n = ∞. Eksitasi elektron ke n = ∞ disebut ionisasi danenergi yang diserap disebut energi ionisasi.

4. Garis-Garis Spektrum Atom Hidrogen

a. Deret Lymana. Deret Lyman

Gambar 7.13Loncatan elektron yangmenimbulkan spektrum hidrogen

Deret Lyman merupakan spektrum gelombang elektromagnetik akibatperpin dahan elektron dari lintasan dengan bilangan kuan tum lebih besardaripada satu (n > 1) ke lintasan dengan bilangan kuantum satu (n = 1).Saat elektron berpindah lintasan terpancar cahaya ultraviolet, sehingga deretLyman disebut juga deret ultraviolet.

b. Deret Balmerb. Deret BalmerDeret Balmer merupakan spektrum akibat perpindahan elektron darilintasan dengan bilangan kuantum lebih besar daripada dua (n > 2) kelintasan dengan bilangan kuantum dua (n = 2). terpancar spektrum cahaya tampak

pada n = 3, terpancar sinar merah (Hα),pada n = 4, terpancar sinar biru (Hβ),pada n = 5, terpancar sinar ungu (Hγ), danpada n = 6, terpancar sinar ultraungu (Hδ).

c. Deret Paschenc. Deret PaschenPerpindahan elektron dari lintasan dengan bilangan kuantum lebih besardaripada tiga (n > 3) ke lintasan dengan bilangan kuantum tiga (n = 3).Pada perpindahan itu, elektron memancarkan sinar inframerah, sehinggaderet Paschen disebut juga deret inframerah I

d. Deret Bracketd. Deret BracketPerpin dahan elektron dari lintasan dengan bilangan kuantum lebih besardaripada empat (n > 4) ke lintasan dengan bilangan kuantum empat (n =4).Pada perpindahan itu terpancar sinar inframerah, sehingga deret Bracketdisebut juga deret inframerah II.

e. Deret Pfunde. Deret Pfund

Pada perpindahan ini terpancar sinar inframerah, sehingga deret Bracket disebut juga deret inframerah III.

C. Efek ZeemanDalam medan magnetik, energi keadaan suatu atom tidak hanya bergantung pada bilangan kuantum n, tetapi juga bergantung pada medan magnetik dalam ruang tempat atom tersebut berada. Pada keadaan ini, energi keadaan pada tiap bilangan kuantum n terbagi menjadi beberapa subkeadaan yang ditandai dengan bilangan kuantum magnetik ml. Besarnya energi pada subkeadaan tersebut bisa sedikit lebih besar atau sedikit lebih kecil dari padakeadaan atom tanpa pengaruh medan magnet. Perhatikan Gambar 7.14!

Gambar 7.14Spektrum energi atom pada bilangan kuantum n = 2, (a) tanpa pengaruh medan magnetik dan (b) dalam pengaruh medan magnerik

Pengaruh medan magnetik itu menyebabkan "terpecahnya" garis spektrum individual menjadi garis-garis terpisah dengan jarak antara garis bergantung dari besar medan itu. Terpecahnya garis spektrum oleh medan magnetik disebut efek Zeeman; nama ini diambil dari nama seorang fisikawan Belanda Zeeman yang mengamati efek itu pada tahun 1896.

D. Atom Berelektron Banyak

1. Bilangan KuantumBerdasarkan teori mekanika kuantum, untuk menentukan keadaan stasionersuatu elektron, diperlukan empat bilangan kuantum, yaitu:a. bilangan kuantum utama, berlambang n;b. bilangan kuantum orbital, berlambang l;c. bilangan kuantum magnetik, berlambang ml;d. bilangan kuantum spin, berlambang ms

a. Bilangan Kuantum UtamaBilangan kuantum utama menyatakan kulit utama lintasan elektron yang menentukan energi total elektron. Nilai n bilangan kuantum utama ialah dari 1 sampai 7 atau kulit utama K sampai Q.

Energi total elektron adalah konstan,

Keterangan:En = energi total elektron (eV)Z = nomor atomn = bilangan kuantum utama

b. Bilangan Kuantum OrbitalBilangan kuantum orbital dilambangkan dengan l, menentukan besarmomentum sudut elektron terhadap inti.

Nilai bilangan kuantum orbital l yaitu dari 0 sampai dengan (n–1).

l = 0, 1, 2,..., (n–1)l = 0, 1, 2,..., (n–1)

Lambang yang dipakai berasal dari klasifikasi empiris spektrum, yaitu deret sharp (tajam), principal (utama), diffuse (kabur), dan fundamental (pokok), yang terjadi sebelum teori atom dikembangkan.

c. Bilangan Kuantum Magnetik

Bilangan kuantum magnetik dilambangkan ml, dan digunakan untukmenentukan arah momentum sudut dan menentukan jumlah subkulit.Nilai bilangan kuantum magnetik ml adalah bilangan bulat, mulai dari –1, melalui 0, sampai +1, dapat dituliskan:

ml = 0, ±1, ±2, ±3, ....±l ml = 0, ±1, ±2, ±3, ....±l

d. Bilangan Kuantum SpinElektron selain mengorbit mengelilingi inti juga melakukan gerak rotasi atau disebut dengan gerak spin.

Pertama, arah spin elektron searah dengan arah medan magnetik dari luar. Kedua, arah spin elektron berlawanan dengan arah medan magnetik dari luar. Keadaan elektron semacam itu dinyatakan dengan bilangan kuantum spin yang disimbolkan dengan ms, harganya – ½ dan + ½. Harga ms = – ½ menyatakan spin elektron dan medan magnetik dari luar arahnya sama. Harga ms = + ½ menyatakan spin elektron dan medan magnetik dari luar arahnya berlawanan.

2. Asas Pauli

Prinsip larangan Pauli,Tidak ada elektron dalam suatu atom yang mempunyai keempat bilangan uantum yang sama.Tidak ada elektron dalam suatu atom yang mempunyai keempat bilangan uantum yang sama.

3. Konfigurasi Elektron

Pengisian atau penyebaran elektron pada kulit-kulit atom disebut konfigurasi elektronPengisian elektron dimulai dari tingkat energi terendah ke tingkat energiyang paling tinggi. Orbital s mempunyai tingkat energi terendah dan berturut-turut makin tinggi untuk orbital p, d, dan f.

Subkulit s, p, d, dan f masing-masing ditempati maksimum oleh 2, 6, 10, dan14 elektron. Pengisian subkulit yang berlaku untuk sebagian besar atom ditunjukkan pada Gambar 7.15. Gambar 7.15 juga menunjukkan energienergi relatif dari berbagai atom. Tampak bahwa tingkat-tingkat energi tertentu berkelompok, dan antarkelompok terpisah oleh celah energi yang cukup besar. Kelompok-kelompok tersebut adalah (1s), (2s), (2p), (3s, 3p), (4s, 3d, 4p), dan seterusnya.

Gambar 7.15Kelompok dan tingkat energi elektron