PERKEMBANGAN TEORI ATOM1. Teori Atom John 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:

Atom merupakan bagian terkecil dari materi yang sudah tidak dapat dibagi lagi. Atom digambarkan sebagai bola pejal yang sangat kecil, suatu unsur memiliki

atom-atom yang identik dan berbeda untuk unsur yang berbeda. Atom-atom bergabung membentuk senyawa dengan perbandingan bilangan bulat

dan sederhana. Misalnya air terdiri atom-atom hidrogen dan atom-atom oksigen. Atom suatu unsur sama memiliki sifat yang sama, sedangkan atom unsur berbeda,

berlainan dalam massa dan sifatnya. Senyawa terbentuk jika atom bergabung satu sama lain. Reaksi kimia hanyalah reorganisasi dari atom-atom, sehingga tidak ada atom yang

berubah akibat reaksi kimia.

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:

Kelebihan teori atom dalton : Mulai membangkitkan minat terhadap penelitian mengenai model atom

Kekurangan teori atom Dalton : Teori atom Dalton tidak dapat menerangkan suatu larutan dapat menghantarkan

arus listrik. Atom bukanlah sesuatu yang tak terbagi, melainkan terdiri dari partikel subatom Atom-atom dari unsur yang sama, dapat mempunyai massa yang berbeda

( disebut Isotop ) Atom dari suatu unsur dapat diubah menjadi atom unsur lain melalui Reaksi Nuklir Beberapa unsur tidak terdiri dari atom-atom melainkan molekul-molekul Tidak dapat menjelaskan perbedaan antara atom unsur yang satu dengan unsur

yang lain Tidak dapat menjelaskan cara atom-atom saling berikatan

2. Teori atom J.J ThompsonBerdasarkan 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:

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.

2. MODEL ATOM J.J.THOMSON

Gambar 4 J.J.Thomson

Percobaan tabung sinar katoda pertama kali dilakukan William Crookes (1875). Hasil eksperimennya adalah ditemukannya seberkas sinar yang muncul dari arah katoda menuju ke anoda yang disebut sinar katoda.

George Johnstone Stoney (1891) yang memberikan nama sinar katoda disebut

“elektron”. Kelemahan dari Stoney tidak dapat menjelaskan pengertian atom dalam suatu unsur memiliki sifat yang sama sedangkan unsur yang berbeda akan memiliki sifat berbeda, padahal keduanya sama-sama memiliki elektron.

Antoine Henri Becquerel (1896) menentukan sinar yang dipancarkan dari unsur-unsur Radioaktif yang sifatnya mirip dengan elektron.

Joseph John Thomson (1897) melanjutkan eksperimen William Crookes yaitu pengaruh medan listrik dan medan magnet dalam tabung sinar katoda

Gambar 5 Eksperimen J.J Thomson

Hasil percobaannya membuktikan bahwa ada partikel bermuatan negatif dalam suatu atom karena sinar tersebut dapat dibelokkan ke arah kutub positif medan listrik. berdasarkan besarnya simpangan sinar katode dalam medan listrik, Thomson dapat menentukan nisbah muatan terhadap massa (nilai e/m) dari partikel sinar katode sebesar 1.76 x 108 Coulomb/gram.

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:

Kelebihan Membuktikan adanya partikel lain yang bermuatan negatif dalam atom. Berarti

atom bukan merupakan bagian terkecil dari suatu unsur. Membuktikan adanya partikel lain yang bermuatan negatifdalam atom. Berarti

atom bukan merupakan bagian terkecil dari suatu unsur. Selain itu juga memastikan bahwa atom tersusun dari partikel yang bermuatan positif dan negatif untuk membentuk atom netral. Juga membuktikan bahwa electron terdapat dalam semua unsur

Kelemahan Model Thomson ini tidak dapat menjelaskan susunan muatan positif dan negatif

dalam bola atom tersebut.

Besarnya muatan dalam elektron ditemukan oleh Robert Andrew Milikan (1908) melalui percobaan tetes minyak Milikan seperti gambar di bawah ini

Gambar 6 Eksperimen Milikan

Minyak disemprotkan ke dalam tabung yang bermuatan listrik. Akibat gaya tarik gravitasi akan mengendapkan tetesan minyak yang turun. Bila tetesan minyak diberi muatan negatif maka akan tertarik kekutub positif medan listrik. milikan menemukan menemukan bahwa muatan tetes-tetes minyak selalu bulat dari suatu muatan tertentu, yaitu 1.602 x 10-19 coulomb.

Hasil percobaan Milikan dan Thomson diperoleh muatan elektron –1 dan massa

elektron 0, sehingga elektron dapat dilambangkan

Data Fisis Elektron : e/m = 1.76 x 108 Coulomb/grame = 1.602 x 10-19 coulomb maka massa elektron = 9.11 x 10-28 gram

Setelah penemuan elektron, maka teori Dalton yang mengatakan bahwa atom adalah partikel yang tak terbagi, tidak dapat diterima lagi. Pada tahun 1900, J.J Thomson mengajukan model atom yang menyerupai roti kismis. Menurut Thomson, atom terdiri dari materi bermuatan positif dan didalamnya tersebar elektron bagaikan kismis dalam roti kismis.

3. MODEL ATOM NIELS BOHR

Niels Bohr

Pada tahun 1913, pakar fisika Denmark bernama Neils Bohr memperbaiki kegagalan atom Rutherford melalui percobaannya tentang spektrum atom hidrogen. Percobaannya ini berhasil memberikan gambaran keadaan elektron dalam menempati daerah disekitar inti atom. Penjelasan Bohr tentang atom hidrogen melibatkan gabungan antara teori klasik dari Rutherford dan teori kuantum dari Planck, diungkapkan dengan empat postulat, sebagai berikut:

Hanya ada seperangkat orbit tertentu yang diperbolehkan bagi satu elektron dalam atom hidrogen. Orbit ini dikenal sebagai keadaan gerak stasioner (menetap) elektron dan merupakan lintasan melingkar disekeliling inti.

Selama elektron berada dalam lintasan stasioner, energi elektron tetap sehingga tidak ada energi dalam bentuk radiasi yang dipancarkan maupun diserap.

Elektron hanya dapat berpindah dari satu lintasan stasioner ke lintasan stasioner lain. Pada peralihan ini, sejumlah energi tertentu terlibat, besarnya sesuai dengan persamaan planck, ΔE = hv.

Lintasan stasioner yang dibolehkan memilki besaran dengan sifat-sifat tertentu, terutama sifat yang disebut momentum sudut. Besarnya momentum sudut merupakan kelipatan dari h/2∏ atau nh/2∏, dengan n adalah bilangan bulat dan h tetapan planck.Menurut model atom bohr, elektron-elektron mengelilingi inti pada lintasan-

lintasan tertentu yang disebut kulit elektron atau tingkat energi. Tingkat energi paling rendah adalah kulit elektron yang terletak paling dalam, semakin keluar semakin besar nomor kulitnya dan semakin tinggi tingkat energinya.

Percobaan Bohr

Kelebihan Atom Bohr adalah bahwa atom terdiri dari beberapa kulit untuk tempat

berpindahnya elektron.

Kelemahan Model Atom Bohr: Tidak dapat menerangkan atom berelektron banyak. Tidak dapat menerangkan pengaruh medan magnet terhadap spektrum atom

(kelemahan ini dapat diperbaiki oleh Zeeman, yaitu setiap garis pada spektrum memiliki intensitas dan panjang gelombang yang berbeda).

Tidak dapat menerangkan kejadian ikatan kimia.

SPEKTRUM ATOM HIDROGENGas hidrogen ditempatkan dalam sebuah tabung lucutan gas. Tabung lucutan gas

diberi beda potensial yang tinggi, sehingga terjadi lucutan muatan listrik. Gas hidrogen menjadi bercahaya dan memancarkan cahaya merah kebiru-biruan. Cahaya ini dapat dianalisis dengan sebuah spektrograf (alat untuk menyelidiki spectrum). Pada pelat foto kita amati deretan garis-garis cahaya. Setiap garis menampilkan sebuah panjang gelombang cahaya yang diberikan oleh sumber cahaya. Spektrum garis dalam cahaya tampak terdiri dari empat garis: 410,2 nm, 486,2 nm, dan 656,3 nm. Pada tahun 1884, J.J. Balmer, seorang guru matematika Swiss, mendapatkan bahwa panjang gelombang ini (dalam nm) dapat ditampilkan dengan satu rumus tunggal. Rumus Balmer adalah

λ=364,6nm n2

n2−22dengann=3 ,4 ,5 ,6

Tahun 1890, Rydberg menemukan rumus serupa pada unsur-unsur alkali Li, Na, K, dan Cs. Ia juga mengusulkan bahwa rumus deret dapat ditulis sebagai perbedaan antara dua variable (peubah). Untuk deret Balmer spektrum hidrogen dinyatakan dengan rumus1λ=R( 122− 1n2 ) , dengann=3 , 4 ,5 ,6 ,….

dengan R = 1,097 x 107 m-1

Deret Balmer bukanlah satu-satunya spektrum garis yang dihasilkan atom-atom hidrogen. Deret-deret lainnya didapatkan dalam daerah ultraung, dengan batas panjang gelombang antara 121,6 dan 91,2 nm. Daerah ini disebut deret Lyman, sesuai dengan nama penemunya. Deret Lyman ini memenuhi rumus1λ=R( 112− 1n2 ) , dengann=2 ,3 ,4 ,5 ,….

Deret-deret lainnya ditemukan dalam daerah inframerah, dinamakan sesuai dengan nama penemunya, yakni Paschen, Brackett, dan Pfund. Secara umum, rumus deret dapat dinyatakan sebagai 1λ=R( 1n2− 1

m2 ) , dengann<mUntuk deret Lyman, n=1; Balmer, n=2; Paschen, n=3; Brackett, n=4; dan Pfund, n=5

Panjang gelombang terpanjang deret Balmer terjadi jika m=3 dan panjang gelombang terpendek terjadi jika m= ~ . Secara umum, λ terpanjang diperoleh jika m terkecil dan λ terpendek diperoleh jika m terbesar.

DASAR TEORI PERCOBAAN FRANK DAN HERTZSebuah atom dapat mengeksitasi ke tingkat energi di atas tingkat energi dasar

yang menyebabkan atom tersebut memancarkan radiasi melalui dua cara. Salah satunya adalah tumbukan dengan partikel lain. Pada saat tumbukan, sebagian dari energi kinetik pada partikel akan diserap oleh atom. Atom yang tereksitasi dengan cara ini akan kembali ke tingkat dasar dalam waktu rata-rata 10-8 detik dengan memancarkan satu foton atau lebih. Cara lainnya adalah dengan lecutan listrik dalam gas bertekanan rendah, sehingga timbul medan listrik yang mempercepat elektron dan ion atomic sampai energi kinetiknya cukup untuk mengeksitasi atom ketika terjadi tumbukan. Misalnya pada lampu neon dan uap air raksa, medan listrik kuat yang terpasang antara elektroda dalam tabung berisi gas menimbulkan emisi radiasi spektral karakteristik dari gas itu yang ternyata merupakan cahaya berwarna kemerah-merahan (dalam kasus neon) dan cahaya kebiru-biruan (dalam kasus uap air raksa) dalam percobaan ini menggunakan uap air raksa sebagai media.

Mekanisme eksitasi yang berbeda terpaut jika sebuh atom menyerap sebuah atom cahaya yang energinya cukup untuk menaikkan atom tersebut ke tingkat energi yang lebih tinggi. Jika cahaya putih yang mengandung semua panjang gelombang dilewatkan melalui gas hydrogen, foton dengan panjang gelombang yang bersesuaian dengan transisi antara tingkat energi yang bersangkutan akan diserap. Atom hidrogen yang tereksitasi yang ditimbulkannya akan memancarkan kembali energi yang eksitasinya hampir saat itu juga, tetapi foton keluar dalam arah yang rambang dengan hanya beberapa daya yang berarah sama dengan berkas semula dari cahaya putih tersebut. Jadi garis gelap dalam spektrum absorbsi tidak 100% hitam dan hanya terlihat hitam karena terjadi kontras dengan latar belakang yang terang. Garis yang seharusnya dalam spektrum absorbsi setiap unsur bersesuaian dengan garis pada spektrum emisi yang menyatakan transisi ke tingkat dasar yang cocok dengan hasil eksperimen (Beisser, 1992).

Pada tahun 1914 James Frank dan Gustav Hertz melaporkan energi yang hilang

akibat elektron yang melewati uap mercury, dan adanya pancaran sinar ultraviolet dengan panjang gelombang 254 nm. Kemudian percobaan Frank-Hertz ini dijadikan percobaan klasik untuk menjelaskaan teori kuantum (Leyboed, internet).

Gambaran sederhana mengenai percobaan ini adalah sebagai berikut: dalam tabung elektron-elektron meninggalkan katoda karena dipanasi dengan sebuah filamen pemanas, semua elektron kemudiaan dipercepat menuju sebuah kisi oleh beda potensial yang diatur. Apabila energi elektron lebih besar dari pada Vo, yaitu tegangan perlambat kecil antara kisi dan plat katoda maka elektron dengan energi V eV (elekron volt) dapat menembus kisi dan jatuh pada plat anoda. Arus elektron yang mencapai plat anoda tersebut dapat diukur menggunakan ampermeter. Semakin banyak elektron yang mencapai anoda maka arus listriknya akan lebih besar. Atom-atom dalam tabung saling bertumbukan akan tetapi tidak ada energi yang dilepaskan dalam tumbukan ini. Jadi tumbukannya secara elastis sempurna. Dan untuk menghasilkan terjadinya pelepasan energi, maka atom mengalami transisi kesuatu keadaan eksitasi dan hal ini dapat dilakukan dengan cara tabung elektron diisi dengan gas hidrogen, maka elektron akan mengalami tumbukkan dan juga jika tegangan V dinaikkan lagi maka arus listriknya juga akan ikut naik.

Pada percobaan ini menggunakan atom mercury atau raksa atau Hidrargium (80Hg200,6) mempunyai sifat-sifat fisis sebagai berikut :

Bersifat cair dan berwarna putih keperakan Nonkunduktor Logam yang tidak dapat ditempa Tidak mengkilap Titik didih pada 630 oK Titik lebur pada 234 oK

Hydragyrum atau raksa mempunyai konfigurasi sebagai berikut :1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6

Diagram tingkat-tingkat energi untuk air raksa. Dalam masing-masing tingkat eksitasi satu elektron terluar berada dalam keadaan dasar, dan pelambangan tingkat energi dalam diagram bersesuaian dengan elektron terluar (Beiser,1987).

METODE PERCOBAAN FRANK DAN HERTZFrank dan Hertz menembaki uap berbagai unsur dengan elektron yang energinya

diketahui dengan memakai alat seperti yang terlihat pada gambar 1. perbedaan potensial kecil Vo dipasang diantara kisi dan keping pengumpul, sehingga setiap elektron yang mempunyai energi lebih besar dari harga minimum tertentu memberi kontribusi (sumbangan) pada arus i yang melalui ammeter. Ketika potensial pemercepat V bertambah, elektron yang datang pada keping bertambah banyak dan arus i naik (Gambar 2). Sehingga atom-atom dalam tabung saling bertumbukan akan tetapi tidak ada energi yang dilepaskan dalam tumbukan ini. Jadi tumbukannya secara elastis sempurna.

c

IA

AUf

G1 G2

U3U2U1

- + - + + -

Gambar 1. Diagram Tabung Frank-Hertz

S

f

f k

Lebih jelasnya lihat gambar 3.

Gambar 2. Diagram eksitasi energi mercury (Hg)

Gambar 3. Diagram alat percobaan Franck-Hertz

UA

Percobaan akan siap jika rangkaian terlebih dahulu sudah di set dan pipa lampu akan semakin panas dan temperatur oven juga akan sampai kira-kira 175° C dan memulai tegangan pada anoda untuk 0 V serta membuat Elektrometer Keithleuy yang skalanya harus diperhitungkan, lalu tegangan diturunkan sedikit demi sedikit sampai kita mendapatkan sinyal yang pasti pada elektrometer lalu catat tegangannya setelah itu tegangan anoda itu juga dinaikkan perlahan-lahan ( kenaikkan anoda maksimum 30 V ) maka elektrometer itu akan menangkap perubahannya secara lambat karena untuk memberikan waktu kepada reaksinya dan arus yang dipakai dari minimum sampai maksimum lalu catat tegangan yang disesuaikan dengan arusnya.

LASER

Dari kiri ke kanan: sinar gamma, Sinar X, sinar ultraviolet, spektrum tampak, sinar infrared, gelombang mikro, gelombang radio.

Laser (singkatan dari bahasa Inggris: Light Amplification by Stimulated Emission of Radiation) merupakan mekanisme suatu alat yang memancarkan radiasi elektromagnetik, biasanya dalam bentuk cahaya yang tidak dapat dilihat maupun dapat lihat dengan mata normal, melalui proses pancaran terstimulasi. Pancaran laser biasanya tunggal, memancarkan foton dalam pancaran koheren. Laser juga dapat dikatakan efek dari mekanika kuantum.

Dalam teknologi laser, cahaya yang koheren menunjukkan suatu sumber cahaya yang memancarkan panjang gelombang yang diidentifikasi dari frekuensi yang sama, beda fasa yang konstan dan polarisasinya. Selanjutnya untuk menghasilkan sebuah cahaya yang koheren dari medium lasing adalah dengan mengontrol kemurnian, ukuran, dan bentuknya. Keluaran yang berkelanjutan dari laser dengan amplituda-konstan (dikenal sebagai CW atau gelombang berkelanjutan), atau detak, adalah dengan menggunakan teknik Q-switching, modelocking, atau gain-switching.

Dalam operasi detak, dimana sejumlah daya puncak yang lebih tinggi dapat dicapai. Sebuah medium laser juga dapat berfungsi sebagai penguat optik ketika di-seed dengan cahaya dari sumber lainnya. Sinyal yang diperkuat dapat menjadi sangat mirip dengan sinyal input dalam istilah panjang gelombang, fasa, dan polarisasi; Ini tentunya penting dalam telekomunikasi serat optik.

Sumber cahaya umum, seperti bola lampu incandescent, memancarkan foton hampir ke seluruh arah, biasanya melewati spektrum elektromagnetik dari panjang gelombang yang luas. Sifat koheren sulit ditemui pada sumber cahaya atau incoherens; dimana terjadi beda fasa yang tidak tetap antara foton yang dipancarkan oleh sumber cahaya. Secara kontras, laser biasanya memancarkan foton dalam cahaya yang sempit,

terpolarisasi, sinar koheren mendekati monokromatik, terdiri dari panjang gelombang tunggal atau satu warna.Beberapa jenis laser, seperti laser dye dan laser vibronik benda-padat (vibronic solid-state lasers) dapat memproduksi cahaya lewat jangka lebar gelombang; properti ini membuat mereka cocok untuk penciptaan detak singkat sangat pendek dari cahaya, dalam jangka femtodetik (10-15 detik). Banyak teori mekanika kuantum dan termodinamika dapat digunakan kepada aksi laser, meskipun nyatanya banyak jenis laser ditemukan dengan cara trial and error.

Aplikasi Laser

Sejak diperkenalkannya laser pada tahun 1960, sebagai sebuah penyelesaian suatu masalah, maka dalam perkembangan berikutnya laser telah digunakan secara meluas, dalam bermacam-macam aplikasi modern, termasuk dalam bidang optik, elektronik, optoelektronik, teknologi informasi, sains, kedokteran, industri, dan militer. Secara umum, laser dianggap suatu pencapaian teknologi yang paling berpengaruh dalam abad ke-20.

Umumnya laser beroperasi dalam spektrum tampak pada frekuensi sekitar 1014 Hertz-15 Hertz atau ratusan ribu kali frekuensi gelombang mikro. Pada awalnya peralatan penghasil sinar laser masih serba besar dan merepotkan. Selain tidak efisien, ia baru dapat berfungsi pada suhu sangat rendah. Sinar laser yang dihasilkan belum terpancar lurus. Pada kondisi cahaya sangat cerah pun, pancarannya gampang meliuk-liuk mengikuti kepadatan atmosfer. Waktu itu, sebuah pancaran laser dalam jarak 1 km, bisa tiba di tujuan akhir pada banyak titik dengan simpangan jarak hingga hitungan meter.

Peragaan peralatan Laser Helium-Neon di Laboratorium Kastler-Brossel dari Universitas Pierre and Marie Curie.

Beberapa kelebihan laser diantaranya adalah kekuatan daya keluarannya yang amat tinggi sangat diminati untuk beberapa applikasinya. Namun demikian laser dengan daya yang rendah sekalipun (beberapa miliwatt) yang digunakan dalam pemancaran, masih dapat membahayakan penglihatan manusia, karena pancaran cahaya laser dapat mengakibatkan mata seseorang yang terkena mengalami kebutaan dalam sesaat atau tetap.

MODEL ATOM MEKANIKA KUANTUM

1. MOMENTUM SUDUT BOHR

Di dalam fisika atom, model Bohr adalah model atom yang diperkenalkan oleh Niels Bohr pada 1913. Model ini menggambarkan atom 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.

Kunci sukses model ini adalah dalam menjelaskan formula Rydberg mengenai garis-garis emisi spektral atom hidrogen; walaupun formula Rydberg sudah dikenal secara eksperimental, tetapi tidak pernah mendapatkan landasan teoretis sebelum model Bohr diperkenalkan. Tidak hanya karena model Bohr menjelaskan alasan untuk struktur formula Rydberg, ia juga memberikan justifikasi hasil empirisnya dalam hal suku-suku konstanta fisika fundamental.

Model Bohr adalah sebuah model primitif mengenai atom hidrogen. Sebagai sebuah teori, model Bohr dapat dianggap sebagai sebuah pendekatan orde pertama dari atom hidrogen menggunakan mekanika kuantum yang lebih umum dan akurat, dan dengan demikian dapat dianggap sebagai model yang telah usang. Namun demikian, karena kesederhanaannya, dan hasil yang tepat untuk sebuah sistem tertentu, model Bohr tetap diajarkan sebagai pengenalan pada mekanika kuantum.

model atom Bohr memiliki dua gagasan kunci yaitu:Elektron-elektron bergerak di dalam orbit-orbit dan memiliki momenta yang terkuantisasi, dan dengan demikian energi yang terkuantisasi. Ini berarti tidak setiap orbit, melainkan hanya beberapa orbit spesifik yang dimungkinkan ada yang berada pada jarak yang spesifik dari inti.Elektron-elektron tidak akan kehilangan energi secara perlahan-lahan sebagaimana mereka bergerak di dalam orbit, melainkan akan tetap stabil di dalam sebuah orbit yang tidak meluruh.

Terdapat juga point-point penting lainnya yaitu:Ketika sebuah elektron meloncat dari satu orbit ke orbit lainnya, perbedaan energi

dibawa (atau dipasok) oleh sebuah kuantum tunggal cahaya (disebut sebagai foton) yang memiliki energi sama dengan perbedaan energi antara kedua orbit.

Orbit-orbit yang diperkenankan bergantung pada harga-harga terkuantisasi (diskret) dari momentum sudut orbital, L menurut persamaan

dimana n = 1,2,3,… dan disebut sebagai bilangan kuantum utama, dan h adalah konstanta Planck.

Point (2) menyatakan bahwa harga terendah dari n adalah 1. Ini berhubungan dengan radius terkecil yang mungkin yaitu 0.0529 nm. Radius ini dikenal sebagai radius Bohr. Sekali elektron berada pada orbit ini, dia tidak akan mungkin bertambah lebih dekat lagi ke proton.

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 k = 1 / (4πε0), 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 dengan gaya sentripetal:

4) Dengan mengalikan ke-2 sisi persamaan (3) dengan r didapatkan:

5) Suku di sisi kiri menyatakan energi potensial, sehingga persamaan untuk energi menjadi:

6) Dengan menyelesaikan persamaan (2) untuk r, didapatkan harga jari-jari yang diperkenankan:

7) Dengan memasukkan persamaan (6) ke persamaan (4), maka diperoleh:

8) Dengan membagi kedua sisi persamaan (7) dengan mev didapatkan

9) 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.

2. PRINSIP KETIDAKPASTIAN HEISENBERG

Prinsip ketidakpastian Heisenberg adalah prinsip yang mengatakan bahwa tidak mungkin untuk mengukur dua besaran secara bersamaan, misalnya posisi dan momentum suatu partikel.

Perilaku gelombang dari partikel juga berasal dari prinsip ketidakpastian Heisenberg. Ketidakpastian posisi elektron sepanjang layar Δx adalah diantara jarak celah. Di sisi lain ketidakpastian momentum setidaknya Δp = αp mana α adalah sudut di mana dua celah dilihat dari garis pusat pola interferensi.ΔxΔp ≥ dαp = d [(h/p)/d] p = h

Konsep geometris lintasan partikel harus ditinggalkan. Sebenarnya, lebih tepatnya pasti adalah posisinya, yang kurang tepat yang pasti adalah momentum. Posisi dan momentum adalah variabel yang tidak kompatibel. Pasangan tidak kompatibel lain variabel momentum sudut dan sudut, atau, dalam teori kuantum lapangan, jumlah quanta dan tahap lapangan.

Heisenberg mengemukakan prinsip ketidakpastian dengan implikasi bahwa makin akurat kita mengetahui momentum suatu partikel maka makin tidak akurat kita mengetahui posisinya.

3. BILANGAN KUANTUM

Persamaan gelombang oleh Erwin Schrodinger memperjelas kemungkinan ditemukannya elektron melalui bilangan-bilangan kuantum. Daerah paling mungkin ditemukannya elektron disebut orbital, sehingga bilangan-bilangan akan memperjelas

posisi elektron dalam atom. Ada empat bilangan kuantum yang akan kita kenal, yaitu bilangan kuantum utama (n), bilangan kuantum Azimut (I), bilangan kuantum magnetic (m) dan bilangan kuantum spin (s).1. Bilangan Kuantum Utama

Dalam model atom Bohr, elektron dikatakan berada di dalam lintasan stasioner dengan tingkat energi tertentu. Tingkat energi ini berkaitan dengan bilangan kuantum utama dari elektron. Bilangan kuantum utama dinyatakan dengan lambang n sebagaimana tingkat energi elektron pada lintasan atau kulit ke-n.Bisa dikatakan bahwa bilangan kuantum utama berkaitan dengan kulit elektron di dalam atom. Bilangan kuantum utama membatasi jumlah elektron yang dapat menempati satu lintasan atau kulit berdasarkan persamaan berikut.Jumlah maksimum elektron pada kulit ke-n adalah 2n2

Tabel 1. Hubungan jenis kulit dan nilai bilangan kuantum utama. Jenis Kulit Nilai (n) K 1L 2M 3N 4

2. Bilangan Kuantum Azimut (I)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.

Bilangan kuantum azimut menyatakan sub kulit tempat elektron berada dan bentuk orbital, serta menentukan besarnya momentum sudut elektron terhadap inti. Banyaknya subkulit tempat elektron berada tergantung pada nilai bilangan kuantum utama (n). Nilai bilangan kuantum azimut dari 0 sampai dengan (n - 1). Bila n = 1, maka hanya ada satu subkulit yaitu l = 0. Sedangkan n = 2, maka ada dua subkulit yaitu l = 0 dan l = 1.

Seandainya dibuat dalam tabel maka akan tampak sebagai berikut : Tabel 2. Hubungan bilangan kuantum utama dan azimut serta subkulit.

Bilangan KuantumUtama (n)

Bilangan KuantumAzimut (I)

Banyaknya SubKulit

1 0 12 0, 1 23 0, 1, 2 34 0, 1, 2, 3 4

Sub kulit yang harganya berbeda-beda ini diberi nama khusus: l = 0 ; sesuai sub kulit s (s = sharp)l = 1 ; sesuai sub kulit p (p = principle)l = 2 ; sesuai sub kulit d (d = diffuse)l = 3 ; sesuai sub kulit f (f = fundamental)

Tabel 3. Hubungan subkulit sejenis dalam kulit yang berbeda pada atom.

Kulit Nilai n

Nilai I Jenis Subkulit

K 1 0 1sL 2 0 2s

1 2pM 3 0 3s

1 3p2 3d

N 4 0 4s1 4p2 4d3 4f

3. Bilangan Kuantum Magnetic (m)Momentum sudut elektron L merupakan sebuah vektor. Jika vektor momentum

sudut L diproyeksikan ke arah sumbu yang tegak atau sumbu-z secara tiga dimensi akan didapatkan besar komponen momentum sudut arah sumbu-z dinyatakan sebagai Lz. bilangan bulat yang berkaitan dengan besar Lz adalah m. bilangan ini disebut bilangan kuantum magnetik. Karena besar Lz bergantung pada besar momentum sudut elektron L, maka nilai m juga berkaitan dengan nilai l.m = −l, … , 0, … , +lmisalnya, untuk nilai l = 1, nilai m yang diperbolehkan adalah −1, 0, +1.

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 kuantum azimut. Nilai bilangan kuantum magnetik antara - l sampai + l.Hubungan antara bilangan kuantum azimut dengan bilangan kuantum magnetik dapat Anda perhatikan pada tabel 6.Tabel 6. Hubungan bilangan kuantum azimut dengan bilangan kuantum magnetik.

Bilangan Kuantum Azimut

TandaOrbital

Bilangan KuantumMagnetik

JumlahOrbital

0 s 0 11 p -1, 0, +1 32 d -2, -1, 0, +1, +2 53 f -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 7

4. Bilangan Kuantum Spin (s).Bilangan kuantum spin diperlukan untuk menjelaskan efek Zeeman anomali.

Anomali ini berupa terpecahnya garis spektrum menjadi lebih banyak garis dibanding yang diperkirakan. Jika efek Zeeman disebabkan oleh adanya medan magnet eksternal, maka efek Zeeman anomali disebabkan oleh rotasi dari elektron pada porosnya. Rotasi atau spin elektron menghasilkan momentum sudut intrinsik elektron. Momentum sudut spin juga mempunyai dua orientasi yang berbeda, yaitu spin atas dan spin bawah. Tiap orientasi spin elektron memiliki energi yang berbeda tipis sehingga terlihat sebagai garis spektrum yang terpisah.

Bilangan kuantum spin (s): menunjukkan arah perputaran elektron pada

sumbunya. Dalam satu orbital, maksimum dapat beredar 2 elektron dan kedua elektron ini berputar melalui sumbu dengan arah yang berlawanan, dan masing-masing diberi harga spin +1/2 atau -1/2.