makalah struktur atom

Universitas Negeri Surabaya

Program Pascasarjana Pendidikan Sains

2012

1

STRUKTUR ATOM

Oleh; Maria Benedikta Tukan

1. PENDAHULUAN

Segala sesuatu yang ada di alam terdiri atas materi, yang bentuknya

bermacam-macam. Tiap materi tersusun atas unsur dan tiap unsur tersusun atas

atom. Atom adalah bagian terkecil dari unsur. Jika diteliti lebih dalam lagi, atom

terdiri atas elektron, neutron, dan proton. Teori atom mengalami perkembangan

dari massa ke massa. Istilah atom pertama kali diperkenalkan oleh filsuf Yunani

bernama Demokritus. Atom berasal dari kata “atomos” yang berarti tidak dapat

dibagi. Atom terdiri atas proton dan neutron serta sejumlah elektron pada jarak

yang agak jauh. Muncullah anggapan bahwa elektron berputar mengelilingi inti

sebagaimana planet mengelilingi matahari. Tetapi, anggapan ini di tolak oleh teori

elektromagnetik klasik. Alasannya adalah anggapan diatas bertentangan dengan

keberadaan orbit yang mantap. Untuk mengatasi kesulitan ini Niels Bohr pada

tahun 1913 mengajukan gagasannya untuk memuhdahkan gambaran perilaku

atom. Meskipun mengandung beberapa kelemahan, Niels Bohr memberikan

sumbagan yang berarti bagi perkembangan teori atom. Sejak akhri abad ke-19

hingga awal ke-20 teori atom mengalami perkembagan yang sangat pesat, Seiring

semakin meningkatnya rasa keingintahuan manusia tentang hakikat atom.

Tinjauan atom tidak lagi melalui tinjauan teoritis, tetapi sudah melalui proses

pengamatan empiris dan dukungan tinjauan metamatis yang hasilnya sangat

mengagumkan. Niels Bohr menerapkan teori kuantum terhadap model struktur

atom Rutherford dengan mengasumsikan bahwa electron-elektron bergerak pada

orbit stasioner tertentu akibat adanya momentum angular electron-elektron

tersebut. Model atom ini memungkinkan para ilmuan untuk menghitung tingkat

energi yang mungkin untuk orbit-orbit ini dan menghasilkan sebuah postulat



2012

2

bahwa emisi cahaya terjadi ketika sebuah elektron berpindah ke orbit yang

energinya lebih rendah.

Teori struktur atom dan molekul bergantung pada mekanika kuantum

untuk menggambarkan atom dan molekul dalam hal matematis. Meskipun detil

mekanika kuantum memerlukan banyak sekali kecanggihan matematis, yaitu

memungkin memahami prinsip-prinsip yang terlibat dengan hanya jumlah

matematika sekedarnya. Dalam makalah ini menyajikan asas-asas yang

dibutuhkan untuk menjelaskan struktur atom dan molekul dalam hal kualitatif dan

semikuantitatif.

2. SEJARAH PERKEMBANGAN TEORI ATOM

Meskipun para filosof Yunani Democritus (460-370 SM) dan Epicurus

(341-270 SM) menyajikan pemandangan alam yang termasuk atom, beratus-ratus

tahun yang lalu sebelum studi-studi percobaan dapat menetapkan hubungan

kuantitatif yang dibutuhkan untuk suatu teori atom yang masuk akal. Di tahun

1808, John Dalton mempublikasikan A New System of Chemical Philosophy, di

mana dia mengemukakan bahwa

... partikel-partikel terakhir dari semua benda homogen secara sempurna sama

dalam berat, bentuk, dll. Dengan kata lain, setiap partikel air adalah seperti setiap

partikel air yang lain, setiap partikel hidrogen adalah seperti setiap partikel

hidrogen yang lain, dll.

dan bahwa atom bergabung dalam rasio numerik sederhana membentuk senyawa.

Terminology yang dia gunakan sejak itu telah dimodifikasi, namun dia dengan

jelas menyajikan ide tentang atom dan molekul, yang menggambarkan banyak

pengamatan tentang panas (atau kalori, sebagaimana ia disebut), dan melakukan

pengamatan kuantitatif tentang massa dan volume zat yang bergabung membentuk

senyawa baru. Karena kebingungan tentang molekul-molekul dasar seperti H2 dan

O2, yang dianggapnya sebagai monoatom H dan O, dia tidak menemukan rumus

yang tepat untuk air. Dalton berkata bahwa

Ketika dua ukuran hidrogen dan satu gas oksigen dicampur, dan disulut

dengan bunga api listrik, seluruhnya diubah menjadi uap, dan jika



2012

3

tekanannya besar, uap menjadi air. Maka paling mungkin bahwa ada jumlah

partikel yang sama dalam dua ukuran hidrogen seperti dalam satu oksigen.

Sebenarnya, dia kemudian mengubah pikirannya tentang jumlah molekul dalam

volume yang sama dari gas yang berbeda-beda :

Pada waktu saya membuat teori gas campuran, saya memiliki ide yang

membingungkan, seperti yang dimiliki banyak orang, saya duga, pada

waktu itu, bahwa partikel-partikel fluida elastis semuanya berukuran sama;

bahwa suatu volume tertentu dari gas beroksigen berisi banyak partikel

seperti volume yang sama dari gas berhidrogen; atau jika tidak, bahwa kita

tidak memiliki data dari mana pertanyaan dapat dipecahkan ... Saya

[kemudian] menjadi yakin ... bahwa setiap jenis fluida elastis murni

memiliki partikel-partikel bulat dan semuanya satu ukuran; namun bahwa

tak ada dua jenis yang cocok dalam ukuran partikel-partikelnya, tekanan dan

suhu sama.

Hanya beberapa tahun kemudian, Avogadro menggunakan data dari Gay-

Lussac untuk membuktikan bahwa volume yang sama dari gas pada suhu dan

tekanan yang sama mengandung jumlah molekul yang sama, namun

ketidakpastian tentang sifat uap sulfur, fosfor, arsen, dan merkuri menunda

penerimaan ide ini. Kebingungan yang tersebar luas tentang berat atom dan rumus

molekul menyumbangkan penundaan; di tahun 1861, Kekulé memberikan 19

rumus berbeda yang mungkin untuk asam asetat! Di tahun 1850an, Cannizzaro

menghidupkan lagi argumen Avogadro dari membuktikan bahwa setiap orang

harus menggunakan rangkaian berat atom yang sama daripada banyak rangkaian

yang berbeda-beda yang sedang digunakan waktu itu. Pada suatu pertemuan di

Karlsruhe di tahun 1860, dia membagikan suatu pamphlet yang menggambarkan

pandangannya. Usulannya pada akhirnya diterima, dan serangkaian berat dan

rumus atom yang konsisten dikembangkan/disusun secara bertahap. Pada tahun

1869, Mendeleev dan Meyer secara independen mengemukakan tabel periodik

yang hampir seperti yang digunakan kini, dan dari waktu itu perkembangan teori

atom maju dengan pesat.



2012

4

2-1 Teori 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 menyatakan 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

Reaksi kimia merupakan pemisahan atau penggabungan atau penyusunan

kembali dari atom-atom, sehingga atom tidak dapat diciptakan atau

dimusnahkan.

Gambar 1 Model atom Dalton



2012

5

2-2 Teori Atom 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.

Joseph John Thomson (1897) melanjutkan eksperimen William Crookes

yaitu pengaruh medan listrik dan medan magnet dalam tabung sinar katoda

Gambar 2 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



2012

6

Besarnya muatan dalam elektron ditemukan oleh Robert Andrew Milikan

(1908) melalui percobaan tetes minyak Milikan seperti gambar di bawah ini

Gambar 3: 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 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/gram

e = 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.



2012

7

Gambar 4: Model Atom J.J Thomson

2-3 Teori Atom Rutherford

Pada tahun 1911, seorang ilmuwan Inggris, Ernest Rutherford pertama kali

mengemukakan pendapatnya bahwa atom terdiri atas inti atom yang dikelilingi

oleh partikel-partikel lain yang lebih ringan, partikel tersebut adalah electrons.Inti

atom itu sendiri selanjutnya ditemukan terdiri dari dua tipe partikel, yaitu proton

dan neutron. Rutherford bersama dua orang muridnya (Hans Geigerdan Erners

Masreden) melakukan percobaan yang dikenal dengan hamburan sinar alfa ( )

terhadap lempeng tipis emas. Sebelumya telah ditemukan adanya partikel alfa,

yaitu partikel yang bermuatan positif dan bergerak lurus, berdaya tembus besar

sehingga dapat menembus lembaran tipis kertas. Percobaan tersebut sebenarnya

bertujuan untuk menguji pendapat Thomson, yakni apakah atom itu betul-betul

merupakan bola pejal yang positif yang bila dikenai partikel alfa akan dipantulkan

atau dibelokkan.

Percobaan Rutherford dapat digambarkan sebagai berikut :

Gambar 5 Percobaan Rutherford,

hamburan sinar alpha oleh

lempeng emas

Dari pengamatan mereka,

didapatkan fakta bahwa apabila



2012

8

partikel alfa ditembakkan pada lempeng emas yang sangat tipis, maka sebagian

besar partikel alfa diteruskan (ada penyimpangan sudut kurang dari 1°), tetapi dari

pengamatan Marsden diperoleh fakta bahwa satu diantara 20.000 partikel alfa

akan membelok sudut 90° bahkan lebih.

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.

Dalam model ini elektron tidak dapat diam, karena tidak ada sesuatupun yang

dapat mempertahankan melawan gaya tarik inti

Gambar 6: Model atom Rutherford

3. EFEK FOTOLISTRIK

Jika permukaan logam disinari maka permukaan logam ini memancarkan

elektron. Dengan cahaya dari sinar tampak, beberapa logam seperti alkali dapat

memeancarkan elektron. Elektron-elektron ini disebut fotoelektron, namun pada

umumnya, logam baru dapat memancarkan elektron jika disinari dengan ultra

violet. Gejalah ini disebut efek fotoelektron yaitu pancaran elektron dari logam

oleh pengaruh sinar. Hasil eksperimen menunjukkan bahwa

(a) Energi elektron tidak bergantung pada intensitas barkas sinar yang

jatuh pada permukaan logam.



2012

9

(b) Jumlah elektron yang dipancarkan berbanding lurus dengan intensitas

radiasi.

(c) Energi elektron sebanding dengan frekuensi sinar.

(d) Jika frekuensi cahaya lebih kecil dari suatu harga kritik, tidak terjadi

pancaran elektron.

Frekuensi cahaya yang paling rendah untuk memancarkan elektron dari

permukaan logam disebut “ frekuensi ambang.”

o

Frekuensi cahaya,

Gambar. 7 energi kinetik dari elektron Sebagai frekuensi cahaya.

Pada tahun 1905 einstein menetrapkan teori kuatum planck untuk

menerangkan efek fotolistrik. Menurut einstein cahaya atau radiasi terdiri atas

kuantum-kuantum energi. Kuantum energi cahaya ini disebut foton, dan besar

energinya diberikan oleh persamaan, E = h .

Penjelasan einstein selengkapnya sebagai berikut:

(a) Setiap foton merupakan partikel yang memiliki energi kuantum yang

ditentukan oleh besar frekuensinya.

(b) Energi kinetik elektron yang dipancarkan memiliki energi kinetik, E =

mv

2

(c) Agar elektron dapat terlepas diperlukan sejumlah energi yang disebut fungsi

kerja, W ; dan W = h o dengan h adalah tetapan planck dan o adalah

frekuensi ambang.

Tidak ada

pancaran elektron

Ener

gi

ken

etik

ele

ktr

on



2012

10

Energi foton merupakan energi total dari elektron sehingga,

Efoton = h = w +

mv

2

Jadi,

mv

2 = h – w = h ( o)

Persamaan terakhir ini dapat dinyatakan dengan garis lurus dengan h

sebagai garis lurus lereng. Harga tetapan planck, h, yang diperoleh dari

eksperimen efek fotolistrik oleh milikan (1917), sebesar 6,65 x 10-34

Js. Harga ini

cocok dengan harga yang diperoleh dari pengukuran radiasi

4. SPEKTRUM ATOM DAN TEORI ATOM BHOR

4.1 Spektrum Atom

Di samping mempunyai sifat listrik, atom juga dapat menyerap atau

memancarkan cahaya. Oleh sebab itu, maka kita tinjau sedikit tentang cahaya.

Pada tahun 1864, maxwell menyatakan bahwa cahaya adalah gelombang

elektromagnetik, yaitu gelombang listrik dan mangnet yang bergerak bersamaan

menuju satu arah, tetapi dalam bidang gelombang yang saling tegak lurus (gambar

8).

Satu gelombang selalu mempunyai frekuensi (), kecepatan (c), dan

panjang gelombang () tertentu. Kecepatan gelombang elektromagnetik adalah

tetap (c = 3,00 × 108 ms

-1), maka perbedaan satu gelombang dengan yang lainnya

adalah frekuensi atau panjang gelombang (gambar 9).

Gambar 8: gelombang elektromagnetik



2012

11

Jika v makin besar maka akan kecil, dan sebaliknya bila v kecil maka akan

besar. Energi sinar menurut planck bergantung pada frekuensinya.

E = hv

Gelombang elektromagnetik mempunyai bervariasi, mulai dari beberapa nm (1

nm = 10-9

m) sampai beberapa m. Gelombang elektromagnetik yang diuraikan

menurut panjang gelombangnya disebut spektrum. Berdasarkan daerahnya,

spektrum sinar dapat dibagi atas sinar gamma (0,2 – 10 nm), sinar X (10 – 100

nm), ultra violet (100 – 400 nm), sinar tampak (400 – 700 nm), infra merah (700 -

20,000 nm), gelombang mikro (0,1 – 10 nm), dan gelombang radio (0,01 – 10 m),

(gambar 9). semakin ke kiri, semakin besar frekuensinya atau semakin besar

energinya.

Gambar 9: Spektrum gelombang elektromagnetik

Sinar yang dapat dilihat oleh mata manusia disebut sinar tampak dengan

sekitar 400 -700 nm, sedangkan sinar yang frekuensinya lebih besar atau lebih

kecil dari itu tidak dapat dilihat, tetapi dapat diketahui dengan alat disebut

spektrometer. Spektrum sinar dapat dihasilkan jika cahaya melalui sebuah prisma,



2012

12

karena tiap gelombang akan membelok dengan sudut tertentu. Contohnya,

seberkas cahaya matahari yang melewati prisma akan terurai menjadi tujuh warna:

merah, jingga, kuning, hijau, biru, nila, lembayung (gambar10). setiap warna

mempunyai panjang gelombang tertentu. Hal ini terlihat pada pelangi, sebab tetes

hujan bertindak sebagai prisma kecil dan menguraikan cahaya matahari yang

menembusnya.

Gambar 10: Sinar dipancarkan melalui prisma menimbulkan warna

Berdasarkan bentuknya, spektrum dapat dibagi dua, yaitu kotinu dan

diskontinu. Spektrum kontinu adalah spektrum sinar yang mengandung semua

jenis gelombang yang ada didaerah tersebut, sehinga terlihat sambung-

menyambung dan tidak ada bagian yang kosong, contoh pelangi (gambar 11).

Gambar 11: spektrum kontinu



2012

13

Spektrum diskontinu adalah spektrum yang hanya mengandung

gelombang tertentu, sehingga terdapat daerah-daerah kosong. Spektrum jenis ini

terbagi dua, yakni spektrum emisi dan absorpsi. Pada spektrum emisi, sinar yang

berasal dari zat yang memancarkan sinar dengan gelombang tertentu, dan tampak

berupa garis-garis terpisah, seperti spektrum hidrogen (gambar 12). pada gambar

terlihat ada empat garis di daerah tampak, berarti hidrogen memancarkan empat

macam gelombang monokromatik adalah gelombang yang mempunyai atau

warna tertentu.

Gambar 12: Spektrum emisi hidrogen

Spektrum absorpsi adalah spektrum sinar yang pada bagian-bagian

tertentu tidak terisi atau kosong. Spektrum ini dapar terjadi bila seberkas sinar

yang mengandung berbagai panjang gelombang (yang spektrumnya kontinu)

dilewati ke dalam zat yang menyerap beberapa dengan tertentu. Gelombang

yang tida diserap jika dilewatkan ke dalam prisma akan menghasilkan spktrum

absorpsi, contohnya spektrum absorpsi hidrogen (gambar 13).

Gambar 13: Spektrum Absorbsi hidrogen

Spektrum unsur merupakan sesuatu yang menarik karena mempunyai pola

tertentu. Spektrum emisi unsur selalu merupakan garis-garis maka disebut

spektrum garis contohnya spektrum hidrogen pada gambar 13 dan spektrum

natrium, kalsium, raksa, dan neon pada gambar 14



2012

14

Gambar 14: Spektrum Emisi Na, Ca, Hg dan Ne

4.2 Spektrum Atom Hidrogen

Radiasi elektromagnetik dalam vakum, merambat dengan kecepatan

konstan (c), sebesar 3,00 × 108 ms

-1. Intensitas gelombang adalah amplitudonya.

Hasil kali frekuensi ( ) dan panjang gelombang () sama dengan c.

= c

Bila radiasi elektromagnetik yang kontinu misalnya cahaya putih melalui

suatu zat akan diabsorpsi radiasi dari panjang gelombang tertentu, menghasilkan

spektrum absorpsi. Suatu spektrum absorpsi dapat diperoleh jika radiasi kontinu

melalui uap atom. Dari berkas sinar yang diteruskan menunjukan bahwa ada

panjang gelombang tertentu diserap ketika elektron dieksitasi ke tingkat energi

yang lebih tinggi. Spektrum absorpsi terlihat sebagai garis hitam dibalik warna

spektrum sinar tampak. Garis dalam spektrum absorpsi tepat berlimpit dengan

garis dalam spektrum emisi untuk unsur yang sama. Jumlah garis spektrum

absorpsi lebih sedikit dari jumlah garis spektrum emisi sehingga mudah di

indentifikasi.

Atom hidrogen dalam atmosfirnya dapat menyerap radiasi kontinu panas

yang dipancarkan matahari. Gambar spektrum absorpsi atom hidrogen diperoleh

dengan cara memotret sinar matahari melalui prisma. Balmer (1895), menjukkan

bahwa garis spektrum hidrogen terdapat di daerah sinar tampak dengan panjang

gelombang :

= 6562,8 4861,3 4340,5 4101,7 .......... Å



2012

15

Dan dinyatakan dengan ungkapan ,

= = R (

cm-1

(1)

Dengan ialah panjang gelombang dalam cm, ialah bilangan gelombang dalam

cm-1

dan R ialah tetapan rydberg.

R = tetapan Rydberg = 109677,76 cm-1

n = 3,4,5,6,7,...............

Selain deret garis spektrum yang terdapat di daerah sinar tampak, ditemukan

deret yang lain didaerah ultraviolet dan infa merah ( gambar 15).

Gambar 15. Kedudukan relatif garis dalam deret spektrum atom hidrogen

Deret-deret ini diberi nama sesuai dengan nama orang yang

menemukannya. Oleh Ritz (1908) bila gelombangnya dinyatakan dengan selisih

dua suku yaitu

= =

–

cm

-1

Ungkapan ini kini dikenal sebagai persamaan Rydberg,

= 109 678 cm

-1 (

–

) (2)

Dengan n1 dan n2 merupakan bilangan bulat dengan harga 1,2,3,4,.......

Dan n2 selalu lebih besar dari n1. Jika n = 1 , maka harga n2 ialah 2,3,4,......, dan

garis-garis ini termasuk deret Lyman dan terdapat di daerah ultraviolet. Jika n = 2

, dan n2 = 3,4,5,....., disebut deret Balmer.



2012

16

Tabel 1: Spektrum hidrogen

Deret n1 n2 Daerah

Lyman (1906) 1 2,3,4,....... Ultraviolet

Balmer (1885) 2 3,4,5,....... 1 dalam UV dan 4 daerah tampak

Paschen (1908) 3 4,5,6,....... Inframerah

Brackett (1922) 4 5,6,7,....... Inframerah

Pfund (1925) 5 6,7,8,....... Inframerah

Humphreys (1926) 6 7,8,9,....... Inframerah

Ion-ion seperti He+, Li

2+ dan Be

3+ yang masing-masing mengandung satu elektron

memiliki spektrum mirip spektrum hidrogen dan dinyatakan dengan persamaan

umum,

= z

2R (

–

) cm

-1 (3)

Dengan Z ialah nomor atom.

4.3 Teori Atom Bohr

Persamaan Rydberg merupakan suatu hukum yang perlu dijelaskan dengan

teori. Niels Bohr berusaha memikirkan hal itu dan telah membuahkan hasil. Ia

beranjak dari postulat Planck tentang cahaya spektrum hidrogen yang menyerupai

garis-garis tertentu. Menurut Planck, cahaya merupakan kuanta (paket) energi

yang nilainya bergantung pada frekuensi gelombangnya, sedangkan atom

hidrogen dapat menyerap dan memancarkan sinar dengan energi tertentu. Dengan

mengawinkan keduanya, lahirlah postulat Bohr yang menyatakan bahwa elektron

dalam atom mempunyai tingkat energi tertentu atau terkuantisasi.

Berdasrkan postulatnya, Bohr menerangkan bahwa elektron hidrogen

dapat pindah dari satu tingkat ke tingkat yang lain. Hidrogen hanya mempunyai

satu elektron, tetapi jumlah atomnya dalam suatu percobaan banyak sekali. Pada

keadaan normal semua elektron atom hidrogen berada di tingkat yang lebih

rendah (n=1). Jika diberi energi, elektron naik ke tingkat yang lebih tinggi, ada

yang ketingkat 2,3,4... setelah menyerap sinar dengan tertentu sesuai dengan

perpindahan. Elektron hanya sesaat pada tingkat-tingkat yang tinggi dan akan



2012

17

turun kembali ke yang lebih rendah sambil memancarkan sinar dengan tertentu

pula, sesuai dengan tinggi jatuhnya.

Elektron pada tingkat yang tinggi tidak semua jatuh langsung ke tingkat

pertama (awal), tetapi juga ke tingkat-tingkat rendah lainnya terlebih dahulu,

seperti ke tingkat 2,3,4...semakin tinggi jatuh elektron semakin energi cahaya

yang dipancarkan atau semakin kecil -nya. Sebaliknya, semakin rendah jatuhnya,

semakin kecil energi sinar yang dipancarkan atau semakin besar -nya. Spektrum

sinar yang nilai -nya hampir sama akan telretak berdekatan, seperti yang terlihat

pada deret garis-garis spektrum dalam suatu deret dari sinar yang dipancarkan

elektron yang jatuh ketingkat yang sama (gambar 16)

Gambar 16: penjelasan Bohr tentang

spektrum atom hidrogen

Berdasarkan penalaran seperti diatas, Bohr merumuskan teori(model) atom yang

disebut teori atom Bohr, yakni sebagai berikut:

1. Atom terdiri atas inti bermuatan positif

2. Elektron bergerak mengelilingi inti dalam lintasan tertentu.

3. Elektron dalam lintasannya tidak menyerap atau memancarkan energi,

karena tiap lintasan mempunyai tingkat energi tertentu

4. Jika elektron pindah lintasan, maka terjadi perubahan energi sebesar

; energi E1 dan E2 adalah energi lintasan pada tingkat rendah

dan tinggi



2012

18

Energi yang diserap atau dipancarkan atom akibat perpindahan elektron adalah

energi cahaya sehingga

Berarti, nilai setara dengan maka dapat dihitung dari atau sebaliknya

dihitung dari . Persamaan Rydberg dapat dipakai untuk menghitung sinar

yang diserap atau dipancarkan sehingga:

Jika persamaan ini digabung persamaan 1 maka

(

)

(

)

Dengan A = hcR = 6,63 x 10-34

Js x 3 x108 ms

-2 x 109,678 m = 2,18 x 10

-18 J

Sedangkan n1 dan n2 adalah bilangan bulat yang disebut tingkat energi. Bilangan

ini menpunyai nilai 1,2,3... untuk masing-masing tingkat pertama, kedua,

ketiga....Tingkat energi tersebut juga shell (Kulit) elektron yang berturut

dilambangkan K, L, M, N,...

Tabel 2 tingkat energi nama kulit atom

Tingkat energi Harga n Nama kulit

E1

E2

E3

E4

E5

E6

E7

n = 1

n = 2

n = 3

n = 4

n = 5

n = 6

n = 7

K

L

M

N

O

P

Q

Untuk menentukan energi dan frekuensi satu garis spektrum tidak perlu dari E,

cukup dari nilai n-nya. Makin besar niali n semakin besar pula tingkat energinya

Jika elektron elektron pindah dari M ke K, akam memancarkan energi yang sama

dengan yang diserap pada perpindahan dari K ke M, yaitu sinar dengan frekunesi



2012

19

656 nm atau 3,03 x 10-19

J. Jadi energi yang diserap elektron untuk naik kesuatu

tingkat, sama yang dipancarkan bila turun ke tingkat semula (gambar 17)

Gambar 17: Elektron hidrogen akan pindah dari kulit K ke M bila menyerap sinar

dengan = 656 nm, dan turun kembali sambil melepaskan sinar ber-

sama.

Besarnya energi tiap tingkat dapat diturunkan dengan rumusnya sebagai berikut

(

)

Jika dipisahkan dapat:

Sehingga secar umum:

5. PENEMUAN PARTIKEL SUBATOM DAN ATOM BOHR

Penemuan-penemuan paralel dalam spektrum atom menunjukkan bahwa

setiap unsur memancarkan cahaya dari energi khusus ketika dibangkitkan oleh

pengeluaran listrik atau panas. Di tahun 1885, Balmer menunjukkan bahwa energi

cahaya kelihatan yang dipancarkan oleh atom hidrogen diberikan dengan

persamaan

+

K L

M

N



2012

20

(

)

di mana

nh = integer (bilangan bulat), dengan nh > 2

RH = konstanta Rydberg untuk hidrogen = 1,097 x 107 m

-1 = 2,179 x 10

-18 J

dan energi ini berkaitan dengan panjang gelombang, frekuensi, dan nomor

gelombang cahaya, seperti yang diberikan dari persamaan ini

di mana h = konstanta Planck = 6,626 x 10-34

J detik

v = frekuensi cahaya, dalam detik-1

c = kecepatan cahaya = 2,998 x 108 m detik

-1

= panjang gelombang cahaya, seringkali dalam nm

= bilangan gelombang cahaya, biasanya dalam cm-1

Persamaan Balmer kemudian dibuat lebih umum, saat garis-garis spektrum

di daerah ultraviolet dan inframerah dari spektrum ditemukan, dengan mengganti

22 dengan nt

2, dengan kondisi bahwa nl < nh. Kuantitas ini, ni, disebut bilangan

kuantum. Asal energi ini tidak diketahui sampai teori kuantum atom Niels Bohr,

pertama dipublikasikan pada tahun 1913 dan diperhalus pada 10 tahun berikutnya.

Teori ini menganggap bahwa elektron negatif dalam atom bergerak dalam orbit

sirkuler yang stabil di seputar nukleus positif tanpa penyerapan atau pemancaran

energi. Namun elektron bisa menyerap cahaya dari energi khusus tertentu dan

naik ke orbit energi yang lebih tinggi; mereka juga bisa memancarkan cahaya dari

energi khusus dan turun ke orbit energi yang lebih rendah. Energi cahaya yang

dipancarkan atau diserap dapat ditemukan, menurut model Bohr untuk atom

hidrogen, dari persamaan

(

)



2012

21

di mana R =

(

= massa kombinasi elektron-nukleus yang berkurang

me = massa elektron

mnukleus = massa nukleus

Z = muatan nukleus

e = muatan elektronik

h = konstanta Planck

nh = bilangan kuantum yang menggambarkan keadaan energi yang

lebih tinggi

nl = bilangan kuantum yang menggambarkan keadaan energi yang

lebih rendah

40 = permitivitas suatu vakum

Persamaan ini menunjukkan bahwa konstanta Rydberg bergantung pada massa

nukleus sebaik pada konstanta pokok.

Contoh-contoh transisi yang diamati untuk atom hidrogen dan tingkat energi

yang bertanggung jawab ditunjukkan pada Gambar 18. Saat elektron turun dari

tingkat nh ke nl (h untuk tingkat tinggi, l untuk tingkat rendah), energi dilepaskan

dalam bentuk radiasi elektromagnetik. Sebaliknya, jika radiasi energi yang tepat

diserap oleh suatu atom, elektron-elektron dinaikkan dari tingkat nl ke tingkat nh.

Ketergantungan kuadrat terbalik dari energi pada hasil di tingkat energi yang jauh

terpisah dalam nl kecil dan menjadi jauh lebih dekat dalam energi pada nl yang

lebih besar. Batas atas, saat nl mendekati jumlah tak terhingga, energi mendekati

batas nol. Elektron-elektron tersendiri dapat memiliki lebih banyak energi, namun

di atas titik ini mereka tak lagi terlepas dari atom; suatu bilangan kuantum tak

terhingga berarti bahwa nukleus dan elektron adalah sesuatu yang terpisah.



2012

22

Gambar 18: Tingkat energi atom hidrogen

Ketika dipakai untuk hidrogen, teori Bohr bekerja dengan baik; ketika atom

dengan lebih banyak elektron diperhatikan, teori ini gagal. Komplikasi seperti

orbit elips daripada sirkuler (bundar) dimasukkan dalam suatu percobaan untuk

mencocokkan data ini dengan teori Bohr. Ilmu percobaan spektroskopi atom yang

berkembang memberikan data luas untuk menguji teori Bohr dan

memodifikasinya dan memaksa para ahli teori untuk bekerja keras menjelaskan

pengamatan para ahli spektroskopi. Meskipun ada upaya mereka, teori Bohr pada

akhirnya terbukti tidak memuaskan; tingkat energi yang ditunjukkan pada Gambar

Energi



2012

23

18 tidak benar hanya untuk atom hidrogen. Suatu karakteristik penting dari

elektron, sifat gelombangnya, masih perlu diperhatikan.

Menurut persamaan Broglie, yang dikemukakan pada tahun 1920an, semua

partikel yang bergerak memiliki sifat-sifat gelombang yang digambarkan oleh

persamaan ini

di mana = panjang gelombang partikel

h = konstanta Planck

m = massa partikel

v = kecepatan partikel

Partikel-partikel cukup besar untuk kelihatan memiliki panjang gelombang

yang sangat pendek, terlalu kecil untuk diukur. Elektron-elektron, di sisi lain,

memiliki sifat-sifat gelombang karena massanya yang sangat kecil.

Elektron-elektron yang bergerak dalam lingkaran di sekitar nukleus, seperti

dalam teori Bohr, dapat dianggap sebagai membentuk gelombang tetap yang dapat

digambarkan dengan persamaan Broglie. Namun kita tak lagi percaya bahwa

mungkin menggambarkan prinsip fisika modern, prinsip ketidakpastian

Heisenberg, yang menyatakan bahwa ada suatu hubungan antara ketidakpastian

yang melekat di lokasi dan momentum sebuah elektron yang bergerak ke arah x :

di mana x = ketidakpastian dalam posisi elektron

px = ketidakpastian dalam momentum elektron

Energi garis spektrum dapat diukur dengan ketelitian tinggi (sebagai contoh,

konstanta Rydberg diketahui sampai 11 angka signifikan), kemudian mengikuti

penentuan tepat untuk energi elektron dalam atom. Ketelitian dalam energi ini

juga menyatakan secara tak langsung ketelitian dalam momentum (px kecil);

oleh karenanya, menurut Heisenberg ada ketidakpastian besar lokasi elektron (x

besar). Konsep ini berarti bahwa kita tak dapat memperlakukan elektron sebagai

partikel sederhana dengan gerakannya yang digambarkan dengan tepat, namun



2012

24

kita malahan harus memperhatikan sifat-sifat gelombang dari elektron, yang

digolongkan dengan derajat ketidakpastian lokasi mereka. Dengan kata lain, di

samping bisa menggambarkan tepat orbit-orbit elektron, seperti dalam teori

Bohr, kita hanya dapat menggambarkan orbital-orbital, daerah-daerah yang

menggambarkan lokasi elektron yang mungkin. Probabilitas menemukan

elektron pada suatu titik tertentu dalam ruang (juga disebut densitas elektron)

dapat dihitung, setidaknya dalam prinsip.

6. PERSAMAAN SCHRÖDINGER

Pada tahun 1926 dan 1927, Schrödinger dan Heisenberg mempublikasikan

naskah-naskah tentang mekanika gelombang (deskripsi sifat-sifat gelombang

elektron dalam atom) yang menggunakan teknik-teknik matematika yang sangat

berbeda. Meskipun ada pendekatan yang berbeda-beda, segera ditunjukkan bahwa

teori mereka ekivalen. Persamaan-persamaan diferensial Schrödinger biasanya

lebih digunakan untuk memperkenalkan teori ini, dan kita akan mengikuti praktek

itu.

Persamaan Schrödinger menggambarkan sifat-sifat gelombang sebuah

elektron dalam hal posisi, massa, energi total, dan energi potensialnya. Persamaan

ini didasarkan pada fungsi gelombang, , yang menggambarkan suatu

gelombang elektron dalam ruang; dengan kata lain, menggambarkan suatu orbital

atom. Dalam notasinya yang paling sederhana, persamaan ini adalah

H = E

di mana H = operator Hamilton

E = energi elektron

= fungsi gelombang

Operator Hamilton (seringkali disebut Hamiltonian) termasuk turunan

yang beroperasi pada fungsi gelombang. Ketika Hamiltonian dilakukan, hasilnya

adalah suatu konstanta (energi) kali . Operasi dapat dilakukan pada fungsi

gelombang manapun yang menggambarkan suatu orbital atom. Orbital yang

berbeda-beda memiliki fungsi yang berbeda-beda dan nilai E yang berbeda-



2012

25

beda. Ini adalah cara lainnya untuk menggambarkan kuantisasi karena setiap

orbital, yang digolongkan dengan fungsi nya sendiri, memiliki suatu energi

yang khas.

Dalam bentuk yang digunakan untuk menghitung tingkat energi, operator

Hamilton adalah

(

)

√

Bagian operator ini

menggambarkan energi kinetic

electron

Bagian operator ini

menggambarkan energi potensial

elektron, hasil daya tarik

elektrostatik antara elektron dan

nukleus. Biasanya ditunjukkan

sebagai V.

di mana h = konstanta Planck

m = massa partikel (elektron)

e = muatan elektron

√ = r = jarak dari nukleus

Z = muatan nukleus

40 = permitivitas suatu vakum

Ketika operator ini dipakai untuk fungsi gelombang ,

[

(

) ( ]( (

di mana

√

Energi potensial V adalah hasil dari daya tarik elektrostatik antara elektron

dan nukleus. gaya tarik, seperti gaya antara sebuah nukleus positif dan sebuah

elektron negatif, didefinisikan menurut konvensi untuk memiliki energi potensial

negatif. Suatu elektron mendekati nukleus (r kecil) sangat tertarik ke nukleus dan

memiliki energi potensial negatif besar. Elektron yang lebih jauh dari nukleus



2012

26

memiliki energi potensial yang kecil dan negatif. Untuk elektron pada jarak tak

terhingga dari nukleus (r = ), daya tarik antara nukleus dan elektron adalah nol,

dan energi potensial adalah nol.

Karena setiap menyesuaikan suatu orbital atom, tak ada batas jumlah

penyelesaian persamaan Schrödinger untuk sebuah atom. Setiap

menggambarkan sifat gelombang suatu elektron tertentu dalam suatu orbital

khusus. Probabilitas untuk menemukan suatu elektron pada suatu titik tertentu

dalam ruang sebanding dengan 2. Sejumlah kondisi diperlukan untuk suatu

penyelesaian yang realistis secara fisika untuk :

1. Fungsi gelombang harus bernilai

tunggal.

Tak bisa ada dua probabilitas untuk

sebuah elektron pada posisi manapun

dalam ruang.

2. Fungsi gelombang dan turunan

pertamanya harus kontinyu.

Probabilitas harus didefinisikan pada

semua posisi dalam ruang dan tak dapat

berubah secara mendadak dari satu titik

ke titik berikutnya.

3. Fungsi gelombang harus

mendekati nol saat r mendekati tak

terhingga.

Untuk jarak besar dari nukleus,

probabilitas harus berkembang semakin

kecil (atom harus terbatas).

7. PARTIKEL DALAM SEBUAH KOTAK

Suatu contoh persamaan gelombang, partikel satu dimensi dalam suatu

kotak, menunjukkan bagaimana kondisi ini digunakan. Kita akan memberikan

uraian tentang metode ini; detil ada di tempat lain. “Kotak” ditunjukkan di

Gambar 19. Energi potensial V(x) di dalam kotak, antara x = 0 dan x = a,

didefinisikan sebagai nol. Di luar kotak, energi potensial adalah tak terhingga. Ini

berarti bahwa partikel terperangkap sama sekali dalam kotak dan akan

memerlukan sejumlah tak terhingga energi untuk meninggalkan kotak. Namun tak

ada gaya yang bertindak padanya di dalam kotak.



2012

27

v = 0

0 x = a

Gambar19: Energi potensial partikel dalam kotak

Persamaan gelombang untuk lokasi di dalam kotak adalah

( (

) ( karena )

Fungsi sinus dan cosines memiliki sifat-sifat yang kita hubungkan dengan

gelombang – suatu panjang gelombang dan amplitude yang jelas – dan oleh

karenanya kita bisa mengemukakan bahwa karakteristik gelombang partikel kita

bisa digambarkan dengan kombinasi fungsi sinus dan cosines. Suatu penyelesaian

umum untuk menggambarkan gelombang yang mungkin dalam kotak kemudian

akan menjadi

= A sin rx + B cos sx

di mana A, B, r, dan s adalah konstanta. Substitusi ke dalam persamaan

gelombang memungkinan penyelesaian untuk r dan s

√

Karena harus kontinyu dan harus sama dengan nol pada x < 0 dan x > a

(karena partikel dibatasi pada kotak), harus menuju nol pada x = 0 dan x = a.

karena cos sx = 1 untuk x = 0, dapat sama dengan nol dalam penyelesaian

umum di atas hanya jika B = 0. Ini mengurangi pernyataan untuk menjadi

= A sin rx

Pada x = a, juga harus sama dengan nol; oleh karenanya, sin ra = 0, yang

mungkin hanya bila ra merupakan suatu perkalian integral dari :

v

v = v =



2012

28

di mana n = bilangan integer berapapun 0. Menggantikan nilai positif (karena

nilai positif maupun negatif memberikan hasil yang sama) untuk r ke dalam

penyelesaian untuk r memberikan

√

Pernyataan ini bisa diselesaikan untuk E :

Ini adalah tingkat energi yang diprediksi dari partikel dalam suatu model kotak

untuk partikel manapun dalam suatu kotak satu dimensi dengan panjang a.

Tingkat energi diukur menurut bilangan kuantum n = 1, 2, 3, ...

Mensubstitusikan r = n/a ke dalam fungsi gelombang memberikan

dan menggunakan persyaratan penormalan ∫ memberikan

√

Maka penyelesaian totalnya adalah

√



2012

29

Gambar 20: Fungsi gelombang dan partikel dalam Kotak dengan n = 1,2, dan 3

Fungsi gelombang yang dihasilkan dan kuadratnya untuk tiga keadaan

pertama (keadaan dasar dan dua keadaan pertama yang dibangkitkan)

digambarkan pada Gambar 20.



2012

30

Fungsi gelombang kuadrat adalah densitas probabilitas dan menunjukkan

perbedaan antara perilaku mekanis klasik dan kuantum. Mekanika klasik

memprediksi bahwa elektron memiliki probabilitas yang sama untuk berada di

titik manapun dalam kotak. Sifat gelombang dari elektron memberinya ekstrim

probabilitas tinggi dan rendah di lokasi yang berbeda-beda dalam kotak.

8. BILANGAN KUANTUM DAN FUNGSI GELOMBANG ATOM

Partikel dalam suatu contoh kotak menunjukkan fungsi gelombang yang

beroperasi dalam satu dimensi. Secara matematis, orbital atom merupakan

penyelesaian yang berlainan dari persamaan Schrödinger tiga dimensi. Metode

yang sama yang digunakan untuk kotak satu dimensi dapat dikembangkan

menjadi tiga dimensi untuk atom. Persamaan-persamaan orbital ini termasuk tiga

bilangan kuantum, n, l, dan ml. Bilangan kuantum ke empat, ms, sebagai hasil dari

koreksi relativistis terhadap persamaan Schrödinger, melengkapi deskripsi dengan

menjelaskan momen magnetik elektron. Bilangan kuantum diringkas dalam Tabel

3, 4, dan 5.

TABEL 3

Bilangan Kuantum dan Sifat-Sifatnya

Simbol Nama Nilai Peran

n Utama 1, 2, 3, ... Menentukan bagian utama

energi

l Momentum anguler 0, 1, 2, ..., n – 1 Menggambarkan

ketergantungan anguler dan

memberikan kontribusi

kepada energi

ml Magnetik 0, ±1, ±2, ..., ±l Menggambarkan orientasi

dalam ruang (momentum

anguler ke arah z)



2012

31

ms Putaran

Menggambarkan orientasi

putaran elektron (momen

magnetik) dalam ruang

Orbital-orbital dengan nilai l yang berbeda-beda diketahui dari label berikut,

didapatkan dari suku awal untuk keluarga lintasan spektroskopi yang berbeda-

beda :

l 0 1 2 3 4 5, ...

Label S p d F g Berlanjut secara alphabet

Tabel 4: Fungsi panjang gelombang atom hidrogen: faktor Anguler

Tabel 5: Fungsi panjang gelombang atom hidrogen: faktor Radial



2012

32

Bilangan kuantum ke empat menjelaskan beberapa pengamatan percobaan.

Dua dari pengamatan ini adalah bahwa garis-garis pada spektrum emisi alkali

digandakan dan bahwa seberkas atom logam alkali membagi menjadi dua bagian

jika melalui suatu medan magnet. Keduanya ini dapat dijelaskan dengan

menghubungkan suatu momen magnetik dengan elektron; ini berlaku seperti

magnet batang tipis. Ini biasanya digambarkan sebagai putaran elektron karena

suatu partikel bermuatan listrik yang berputar juga memiliki momen magnetik,

namun harus dianggap sebagai deskripsi yang teliti; ini adalah sifat mekanis

kuantum belaka.

Bilangan kuantum n terutama bertanggung jawab menentukan energi

keseluruhan dari suatu orbital atom; bilangan kuantum lain memiliki efek yang

lebih kecil pada energi. Bilangan kuantum l menentukan momentum anguler

orbital atau bentuk orbital dan memiliki efek yang lebih kecil pada energi.

Bilangan kuantum ml menentukan orientasi vektor momentum anguler dalam

suatu medan magnet, atau posisi orbital dalam ruang, seperti yang ditunjukkan

pada Tabel 4. Bilangan kuantum ms menentukan orientasi momen magnetik

elektron dalam suatu medan magnet, ke arah medan (

) atau berlawanan

dengannya (

). Ketika tak ada medan, semua nilai ml (semuanya lima orbital p



2012

33

atau semuanya lima orbital d) memiliki energi yang sama dan kedua nilai ms

memiliki energi yang sama. Bersama-sama, bilangan kuantum n, l, dan ml

menentukan suatu orbital atom; bilangan kuantum ms menggambarkan putaran

elektron di dalam orbital.

Satu sifat yang harus disebutkan adalah penampilan i (= √ ) pada

persamaan gelombang orbital p dan d dalam Tabel 4. Karena jauh lebih baik

bekerja dengan fungsi riil daripada fungsi kompleks, kita biasanya mengambil

keuntungan dari sifat lain persamaan gelombang. Untuk persamaan diferensial

jenis ini, kombinasi linier apapun untuk penyelesaian (jumlah atau selisih fungsi-

fungsi, dengan masing-masing dikalikan dengan koefisien apapun) untuk

persamaan ini juga merupakan penyelesaian persamaan ini. Kombinasi yang

biasanya dipilih untuk orbital p adalah jumlah dan selisih orbital-orbital p yang

memiliki ml = +1 dan -1, yang dinormalkan dengan mengalikan dengan konstanta

√ dan

√ , berturut-turut :

√ (

√

[ ( ]

√ (

√

[ ( ]

Prosedur yang sama yang digunakan pada fungsi orbital untuk ml = ±1 dan

±2 memberikan fungsi pada kolom yang berjudul (, ) dalam Tabel 4, yang

merupakan orbital d yang lazim. Orbital dz2 (ml = 0) sebenarnya menggunakan

fungsi 2z2 – x

2 – y

2, yang kita singkat menjadi z

2 untuk kebaikan. Fungsi-fungsi

ini sekarang adalah fungsi riil, jadi = * dan * = 2.

Melihat lebih terperinci pada persamaan Schrödinger menunjukkan asal-

usul matematik dari orbital atom. Dalam tiga dimensi, bisa dinyatakan dalam

hal koordinat Cartesian (x, y, z) atau dalam hal koordinat bulat (r, , ). Koordinat

bulat seperti yang ditunjukkan pada Gambar 2-5, terutama berguna karena r

menunjukkan jarak dari nukleus. koordinat bulat adalah sudut dari sumbu z.



2012

34

Maka mungkin mengubah antara koordinat Cartesian dan koordinat bulat

menggunakan pernyataan berikut :

x = r sin cos

y = r sin sin

z = r cos

Gambar 21:

Pada koordinat bulat, ketiga sisi elemen volume adalah r d, r sin d ,

dan dr. Hasil kali dari ketiga sisi adalah r2 sin d d dr, ekivalen dengan dx dy

dz. Volume kulit tipis antara r dan r + dr adalah 4r2 dr, yang merupakan integral

pada dari 0 sampai , dan lebih dari dari 0 sampai 2. Integral ini berguna

dalam menggambarkan densitas elektron sebagai fungsi jarak dari nukleus.

dapat difaktorkan menjadi komponen radial dan dua komponen anguler. Fungsi

radial, R, menggambarkan densitas elektron pada jarak yang berbeda-beda dari

nukleus; fungsi anguler, and , menggambarkan bentuk orbital dan

orientasinya dalam ruang. Kedua faktor anguler ini kadangkala dikombinasikan

menjadi satu faktor, yang disebut Y :

(r, , ) = R(r)()( ) = R(r)Y(, )

R adalah suatu fungsi hanya dari r; Y adalah suatu fungsi dan , dan

memberikan bentuk khusus untuk s, p, d, dan orbital-orbital lain. R, , dan

ditunjukkan secara terpisah dalam Tabel 4 dan 5



2012

35

Gambar 22: Fungsi panjang gelombang radial dan fungsi probabilitas radial



2012

36

Fungsi anguler

Fungsi anguler dan menentukan bagaimana probabilitas berubah dari titik ke

titik pada suatu jarak tertentu dari pusat atom; dengan kata lain, mereka

memberikan bentuk orbital dan orientasinya dalam ruang. Fungsi anguler dan

ditentukan oleh bilangan kuantum l dan ml. Bentuk orbital s, p, dan d ditunjukkan

dalam Tabel 4 dan Gambar 22.

Di tengah Tabel 4 adalah bentuk-bentuk untuk bagian ; ketika bagian

dimasukkan, dengan nilai = 0 sampai 2, bentuk-bentuk tiga dimensi pada

kolom kanan yang jauh dibentuk. Dalam diagram ini orbital-orbital dalam Tabel

4, cuping-cuping orbital berbayang-bayang di mana fungsi gelombang negatif.

Probabilitasnya sama untuk lokasi-lokasi dengan tanda positif dan negatif untuk

, namun berguna untuk membedakan daerah-daerah tanda-tanda yang

berlawanan untuk tujuan ikatan.

Fungsi radial

Faktor radial R(r) (Tabel 5) ditentukan oleh bilangan kuantum n dan l, bilangan

kuantum momentum utama dan anguler.

Fungsi probabilitas radial adalah 4r2R

2. Fungsi ini menggambarkan

probabilitas untuk menemukan elektron pada suatu jarak tertentu dari nukleus,

yang dijumlahkan pada semua sudut, dengan faktor 4r2 hasil dari

mengintegrasikan pada semua sudut. Fungsi gelombang radial dan fungsi

probabilitas radial digambarkan untuk n = orbital 1, 2, dan 3 dalam Gambar 23.

Baik R(r) maupun 4r2R

2 berskala dengan a0, radius Bohr, untuk memberikan

unit-unit yang masuk akal pada sumbu grafik. Radius Bohr, a0 = 52,9 pm, adalah

suatu unit biasa dalam mekanika kuantum. Ini adalah nilai r pada maksimum 2

untuk orbital 1s hidrogen dan juga merupakan radius suatu orbital 1s menurut

model Bohr.

Dalam semua gambar probabilitas radial, densitas elektron, atau probabilitas

menemukan elektron, berkurang dengan cepat saat jarak dari nukleus meningkat.

Ini berkurang paling cepat untuk orbital 1s; dengan r = 5a0, probabilitasnya

mendekati nol. Sebaliknya, orbital 3d memiliki maksimum pada r = 9a0 and tidak



2012

37

mendekati nol sampai kira-kira r = 20a0. Semua orbital, termasuk orbital s,

memiliki probabilitas nol di pusat nukleus, karena 4r2R

2 = 0 pada r = 0. Fungsi-

fungsi probabilitas radial adalah kombinasi 4r2, yang meningkat dengan cepat

dengan r, dan R2, yang mungkin memiliki maksima dan minima, namun

umumnya berkurang secara potensial dengan r. Hasil kali dua faktor ini

memberikan probabilitas khas yang terlihat pada gambar. Karena reaksi kimia

bergantung pada bentuk dan tingkat orbital pada jarak besar dari nukleus, fungsi

probabilitas radial membantu menunjukkan orbital mana yang paling mungkin

terlibat dalam reaksi.

Permukaan nodal

Pada jarak besar dari nukleus, densitas elektron, atau probabilitas

menemukan elektron, berkurang dengan cepat. Orbital 2s juga memiliki suatu

permukaan nodal, suatu permukaan dengan densitas elektron nol, dalam hal ini

suatu bola dengan r = 2a0 di mana probabilitasnya nol. Nodul-nodul tampak

secara alami sebagai hasil dari sifat gelombang dari elektron; mereka terjadi

dalam fungsi yang dihasilkan dari menyelesaikan persamaan gelombang untuk .

Suatu nodul adalah suatu permukaan di mana fungsi gelombang adalah nol saat ia

berubah tanda (seperti pada r = 2a0, di orbital 2s); ini mengharuskan bahwa = 0,

dan probabilitas untuk menemukan elektron di titik itu juga nol.

Jika probabilitas untuk menemukan sebuah elektron adalah nol (2 = 0),

juga harus sama dengan nol. Karena

(r, , ) = R(r)Y(, )

untuk = 0, R(r) = 0 atau Y(, ) = 0. Oleh karenanya kita dapat menentukan

permukaan nodal dengan menentukan bagaimana kondisi R = 0 atau Y = 0.

Tabel 7 meringkas nodul-nodul untuk beberapa orbital. Perhatikan bahwa

jumlah total nodul pada orbital manapun adalah n – 1 jika nodul-nodul konis dari

beberapa orbital d dan f terhitung sebagai 2.

Nodul-nodul anguler dihasilkan ketika Y = 0 dan berbentuk planar atau

konis. Nodul anguler dapat ditentukan dalam hal dan , namun bisa jadi lebih

mudah membayangkan jika Y dinyatakan dalam koordinat Cartesian (x, y, z)



2012

38

(lihat Tabel 4). Selain itu daerah-daerah di mana fungsi gelombang positif dan di

mana negatif dapat ditemukan. Informasi ini akan berguna dalam bekerja dengan

orbital molekul pada bab-bab terakhir. Ada nodul-nodul anguler l dalam orbital

manapun, dengan permukaan konis pada orbital dz2 dan orbital lain yang terhitung

sebagai dua nodul.

Nodul radial, atau nodul bulat, dihasilkan ketika R = 0, dan memberi atom

suatu penampilan berlapis, yang ditunjukkan pada Gambar 24 untuk orbital 3s dan

3pz. Nodul-nodul ini terjadi ketika fungsi radial berubah tanda; mereka



2012

39

digambarkan dalam grafik fungsi radial dengan R(r) = 0 dan dalam grafik

probabilitas radial dengan 4r2R

2 = 0. Orbital 1s, 2p, dan 3d (orbital energi

terendah dari setiap bentuk) tak memiliki nodul radial dan jumlah nodul

meningkat saat n meningkat. Jumlah nodul radial untuk suatu orbit tertentu selalu

sama dengan n – l – 1.

Permukaan nodal bisa membingungkan. Misalnya, suatu orbital p memiliki

bidang nodal melalui nukleus. Bagaimana suatu elektron dapat berada di kedua

sisi suatu nodul pada waktu yang sama tanpa pernah berada di nodul tersebut (di

mana probabilitasnya adalah nol)? Satu penjelasan adalah bahwa probabilitas

tidak sungguh berjalan menuju nol.

Penjelasan lainnya adalah bahwa pertanyaan demikian benar-benar tak

berarti untuk suatu gagasan elektron sebagai gelombang. Ingatlah partikel dalam

contoh kotak. Gambar 20 menunjukkan nodul-nodul pada x/a = 0,5 untuk n = 2

dan pada x/a = 0,33 dan 0,67 untuk n = 3. Diagram yang sama dapat menunjukkan

amplitude gerakan tali senar yang bergetar pada frekuensi pokok (n = 1) dan

mengalikan 2 dan 3. Suatu tali senar biola yang dipetik bergetar pada nodul sebaik

pada kedua sisi suatu permukaan nodal, tepat seperti tali senar biola pada nodul-

nodul dan pada kedua sisi titik-titik yang memiliki amplitude nol.

Masih penjelasan lainnya, dalam nada yang lebih ringan, yang disarankan

oleh R.M. Fuoss kepada salah seorang penulis (DAT) di suatu kelas tentang

ikatan. Diringkas dari St. Thomas Aquinas, “Sudut-sudut bukanlah material/

bahan. Oleh karenanya, mereka bisa jadi pertama di satu tempat dan kemudian di

tempat lainnya, tanpa pernah berada di antaranya”. Jika kata “elektron”

menggantikan kata “sudut”, suatu tafsiran semiteologi tentang nodul dapat

dihasilkan.



2012

40

Gambar 24:

kepadatan

konstanta

permukan

elektron untuk

orbital yang

dipilih

Hasil perhitungannya adalah rangkaian orbital atom yang lazim bagi semua

ahli kimia. Gambar 23 menunjukkan diagram orbital s, p, dan d dan Gambar 24

menunjukkan garis-garis densitas elektron yang konstan di beberapa orbital.

Tanda yang berbeda-beda pada fungsi gelombang ditunjukkan oleh bayang-

bayang yang berbeda dari cuping-cuping orbital dalam Gambar 23, dan

permukaan luar ditunjukkan melingkungi 90% densitas elektron total dari orbital.

Orbital yang kita gunakan adalah orbital biasa yang digunakan oleh para ahli

kimia; yang lain yang juga merupakan penyelesaian dari persamaan Schrödinger

dapat dipilih untuk tujuan khusus.

9. PRINSIP AUFBAU

Pembatasan pada nilai-nilai bilangan kuantum membawa kepada prinsip

aufbau (bahasa Jerman, Aufbau, meningkat) yang lazim, di mana peningkatan

elektron dalam atom yang dihasilkan dari peningkatan secara kontinyu bilangan

kuantum. Kombinasi apapun dari bilangan kuantum yang disajikan sejauh ini

menggambarkan dengan benar perilaku elektron dalam sebuah atom hidrogen, di

mana hanya ada satu elektron. Namun interaksi antara elektron-elektron dalam

atom-atom polielektronik mengharuskan bahwa urutan pengisian orbital-orbital

ditentukan ketika lebih dari satu elektron berada di atom yang sama. Dalam proses

ini, kita mulai dengan nilai n, l, dan m terendah (masing-masing 1, 0, dan 0) dan



2012

41

salah satu nilai ms (secara berubah-ubah kita akan menggunakan

lebih

dahulu). Tiga aturan kemudian akan memberi kita urutan yang benar untuk

elektron sisanya saat kita meningkatkan bilangan kuantum dalam urutan ml, ms, l,

dan n.

1. Elektron-elektron ditempatkan pada orbital-orbital untuk memberikan energi

total terendah kepada atom. Ini berarti bahwa nilai terendah untuk n dan l

akan diisi lebih dahulu. Karena orbital-orbital dalam setiap set (p, d, dll.)

memiliki energi yang sama, urutan untuk nilai ml dan ms tidak menentukan.

2. Prinsip pengeluaran Pauli mengharuskan bahwa setiap elektron dalam suatu

atom memiliki serangkaian bilangan kuantum khusus. Setidaknya satu

bilangan kuantum harus berbeda untuk bilangan kuantum dari setial elektron

lain. Prinsip ini tidak berasal dari persamaan Schrödinger, tetapi dari

penentuan percobaan struktur elektron.

3. Aturan Hund untuk keragaman maksimum mengharuskan bahwa

elektron-elektron ditempatkan dalam orbital-orbital untuk memberikan

putaran total maksimum yang mungkin (atau jumlah maksimum putaran

parallel). Dua elektron pada orbital yang sama memiliki energi lebih tinggi

daripada dua elektron di orbital yang berbeda, yang disebabkan oleh

penolakan elektrostatik (elektron-elektron pada orbital-orbital yang sama

saling menolak lebih dari elektron-elektron pada orbital-orbital yang

terpisah). Oleh karenanya aturan ini merupakan konsekuensi dari aturan

energi terendah yang mungkin (Aturan 1). Ketika ada satu sampai enam

elektron pada orbital p, susunan yang diperlukan adalah susunan yang

diberikan dalam tabel 7. Keragaman adalah banyaknya elektron yang tidak

berpasangan plus 1, atau n + 1. Ini adalah banyaknya tingkat energi yang

mungkin yang bergantung pada orientasi momen magnetik bersih dalam suatu

medan magnet. Susunan elektron lain manapun menghasilkan lebih sedikit

elektron tak berpasangan. Ini hanya salah satu dari aturan Hund.



2012

42

TABEL 7

Aturan Hund dan Keragaman

Jumlah Elektron Susunan

e- Tidak

Berpasangan Keragaman

1 ____ 1 2

2 ____ 2 3

3 . 3 4

4 . 2 3

5 . 1 2

6 . 0 1

Aturan ini adalah konsekuensi dari energi yang diperlukan untuk

memasangkan elektron-elektron di orbital yang sama. Ketika dua elektron

menempati bagian yang sama dari ruang sekitar sebuah atom, mereka saling

menolak karena muatannya yang saling negatif dengan energi penolakan

Coulomb, c, per pasangan elektron. Akibatnya, gaya tolak ini mendukung

elektron-elektron di orbital yang berbeda-beda (daerah ruang yang berbeda-beda)

pada semua elektron di orbital yang sama.

Selain itu ini adalah energi pertukaran, e, yang timbul dari pertimbangan

mekanis kuantum belaka. Energi ini bergantung pada jumlah pertukaran yang

mungkin antara dua elektron dengan energi yang sama dan putaran yang sama.

Misalnya, konfigurasi elektron dari suatu atom karbon adalah 1s22s

22p

2.

Tiga susunan elektron 2p dapat dipertimbangkan :

(1) ____ ____ (2) ____ (3) ____

Susunan pertama meliputi energi Coulomb, c, karena ini adalah satu-

satunya susunan yang memasangkan elektron-elektron di orbital yang sama.

Energi susunan ini lebih tinggi daripada energi dua susunan yang lain dengan c,

sebagai hasil dari penolakan elektron-elektron.

Dalam dua keadaan pertama hanya ada satu cara yang mungkin untuk

menyusun elektron-elektron untuk memberikan diagram yang sama, karena hanya



2012

43

ada satu elektron tunggal pada masing-masing yang memiliki putaran + atau -.

Namun dalam keadaan ke tiga ada dua cara yang mungkin di mana elektron-

elektron dapat disusun :

1 2 ___ 2 1 ___ (satu pertukaran elektron)

Energi pertukaran adalah e per pertukaran yang mungkin untuk elektron-

elektron parallel dan ini negatif. Makin tinggi banyaknya pertukaran yang

mungkin, makin rendah energinya. Akibatnya, konfigurasi ke tiga lebih rendah

dalam energi daripada yang ke dua dengan e.

Hasilnya bisa diringkas dalam suatu diagram energi :

Dua suku berpasangan dijumlahkan yang menghasilkan energi berpasangan total,

:

= c + e

Energi Coulomb, c, adalah positif dan hampir konstan untuk setiap

pasangan elektron. Energi pertukaran, e, adalah negatif dan juga hampir konstan

untuk setiap pertukaran yang mungkin untuk elektron-elektron dengan putaran

yang sama. Ketika orbital-orbital terdegenerasi (memiliki energi yang sama),

energi Coulomb maupun energi berpasangan mendukung konfigurasi tidak

berpasangan pada seluruh konfigurasi berpasangan. Jika ada perbedaan energi

antara tk-tingkat yang terlibat, perbedaan ini, dalam kombinasi dengan energi

berpasangan total, menentukan konfigurasi akhir. Untuk atom-atom, ini biasanya

berarti bahwa satu set orbital diisi sebelum yang lainnya memiliki beberapa



2012

44

elektron. Namun ini gagal pada beberapa unsur transisi, karena 4s dan 3d (atau

tingkat yang sesuai yang lebih tinggi) juga dekat pada energi yang energi

berpasangan hampir sama seperti perbedaan antara tingkat-tingkat. Bagian 10

menjelaskan apa yang terjadi dalam keadaan-keadaan ini.

Banyak skema telah digunakan untuk memprediksi urutan pengisian orbital

atom. Satu, yang dikenal sebagai aturan Klechkowsky, menyatakan bahwa urutan

pengisian orbital mulai dari nilai terendah yang ada untuk jumlah n + 1. Ketika

dua kombinasi memiliki nilai yang asma, satu dengan nilai n yang lebih kecil diisi

pertama. Digabungkan dengan aturan-aturan lain, ini memberikan urutan

pengisian kebanyakan orbital.

Salah satu metode paling sederhana yang sesuai dengan kebanyakan atom

adalah tabel periodik yang dikosongkan/dihapus. Konfigurasi elektron hidrogen

dan helium jelas 1s1 dan 1s

2. Setelah itu, unsur-unsur pada dua kolom pertama di

sebelah kiri (Grup 1 dan 2 atau IA dan IIA) mengisi orbital-orbital s, dengan l = 0;

unsur-unsur pada kolom-kolom ke enam di sebelah kanan (Grup 13 sampai 18

atau IIIA sampai VIIIA) mengisi orbital-orbital p, dengan l = 1; dan sepuluh di

tengah (unsur-unsur transisi, Grup 3 sampai 12 atau IIIB sampai IIB) mengisi

orbital-orbital d, dengan l = 2. Deret Lanthanida dan aktinida (nomor 58 sampai

71 dan 90 sampai 103) mengisi orbital-orbital f, dengan l = 3. Salah satu dari dua

metode ini terlalu sederhana, seperti yang ditunjukkan pada paragraf berikut,

namun mereka sesuai dengan kebanyakan atom dan memberikan titik awal bagi

yang lain.

10. PERLINDUNGAN

Pada atom dengan lebih dari satu elektron, energi tingkat khusus sulit

diprediksi secara kuantitatif, namun salah satu dari pendekatan yang lebih umum

adalah menggunakan ide perlindungan. Setiap elektron bertindak sebagai

pelindung bagi elektron-elektron yang lebih jauh dari nukleus, yang mengurangi

daya tarik antara nukleus dan elektron-elektron yang jauh.

Meskipun bilangan kuantum n paling penting dalam menentukan energi, l

juga harus dimasukkan dalam perhitungan energi pada atom-atom dengan lebih



2012

45

dari satu elektron. Saat bilangan atom meningkat, elektron ditarik ke nukleus dan

energi orbital menjadi lebih negatif. Meskipun energi-energi berkurang dengan

meningkatnya Z, perubahannya tidak merata karena perlindungan elektron-

elektron luar oleh elektron-elektron dalam. Urutan yang dihasilkan untuk

pengisian orbital untuk elektron-elektron ditunjukkan dalam Tabel 8.

Sebagai hasil dari perlindungan dan interaksi lain yang lebih halus antara

elektron-elektron, urutan sederhana untuk orbital-orbital (dalam urutan energi

yang meningkat dengan meningkatnya n) menganggap hanya pada bilangan atom

yang sangat rendah Z dan untuk elektron-elektron paling dalam dari atom

manapun. Untuk orbital-orbital luar, perbedaan energi yang meningkat antara

tingkat-tingkat dengan n yang sama namun nilai l yang berbeda-beda memaksa

saling tumpang tindihnya tingkat energi dengan n = 3 dan n = 4, dan 4s mengisi

sebelum 3d. Dengan cara serupa, 5s mengisi sebelum 4d, 6s sebelum 5d, 4f

sebelum 5d, dan 5f sebelum 6d

Slater merumuskan serangkaian aturan sederhana yang membantu sebagai

petunjuk kira-kira untuk efek ini. Dia mendefinisikan muatan inti efektif Z* = Z –

S, dimana Z adalah muatan inti dan S adalah konstanta perlindungan. Aturan-

aturan untuk menentukan S untuk suatu elektron khusus adalah sebagai berikut :

1. Struktur elektron atom ditulis dalam pengelompokan sebagai berikut : (1s)

(2s, 2p) (3s, 3p) (3d) (4s, 4p) (4d) (4f) (5s, 5p), dll.

Gambar 26: cara yang memudahkan membuat tingkat

energi

Gambar 25: pengisian orbital atom dalam tabel

periodik



2012

46

2. Elektron-elektron dalam grup-grup yang lebih tinggi (ke kanan dalam daftar

di atas) tidak melindungi elektron-elektron dalam grup-grup yang lebih

rendah.

3. Untuk elektron valensi ns atau np :

a. Elektron-elektron dalam ns yang sama, grup np memberikan kontribusi

0,35, kecuali 1s, di mana 0,30 bekerja lebih baik.

b. Elektron-elektron dalam grup n – 1 memberikan kontribusi 0,85.

c. Elektron-elektron dalam grup n – 2 atau grup-grup yang lebih rendah

memberikan kontribusi 1,00.

4. Untuk elektron-elektron valensi nd dan nf :

a. Elektron-elektron dalam grup nd atau nf memberikan kontribusi 0,35.

b. Elektron-elektron dalam grup-grup ke kiri memberikan kontribusi 1,00.

Konstanta perlindungan S yang didapatkan dari penjumlahan kontribusi di

atas dikurangkan dari muatan inti Z untuk mendapatkan muatan inti yang efektif

Z* yang mempengaruhi elektron yang dipilih. Berikut ini contohnya.

Pembenaran untuk aturan-aturan Slater (terlepas dari fakta bahwa mereka

bekerja) berasal dari kurva probabilitas elektron untuk orbital-orbital. Orbital-

orbital s and p memiliki probabilitas yang lebih tinggi dekat nukleus daripada

orbital-orbital d dari n yang sama, seperti yang ditunjukkan sebelumnya pada

Gambar 23. Oleh karenanya, perlindungan elektron-elektron 3d oleh elektron-

elektron (3s, 3p) dihitung sebagai efektif 100% (suatu kontribusi sebesar 1,00).

Pada waktu yang sama, perlindungan elektron 3s atau 3p oleh elektron (2s, 2p)

hanya efektif 85% (suatu kontribusi sebesar 0,85), karena orbital 3s dan 3p

memiliki daerah-dari probabilitas yang signifikan dekat nukleus. oleh karenanya

elektron-elektron di orbital-orbital ini tidak dilindungi sama sekali oleh elektron-

elektron (2s, 2p).

Suatu komplikasi timbul pada Cr (Z = 24) dan Cu (Z = 29) pada deret

transisi pertama dan pada suatu jumlah atom yang meningkat di bawah mereka

pada deret transisi ke dua dan ke tiga. Efek ini menempatkan sebuah elektron

tambahan di tingkat 3d dan membuang satu elektron dari tingkat 4s. Cr, misalnya,



2012

47

memiliki konfigurasi [Ar]4s13d

5 (daripada [Ar]4s

23d

4). Secara tradisional,

fenomena ini telah sering dijelaskan sebagai akibat dari “stabilitas khusus dari

subkulit yang terisi setengah”. Sub-sub kulit yang terisi setengah atau terisi d dan

f sebenarnya agak umum, seperti yang ditunjukkan pada Gambar 28. Suatu

penjelasan yang lebih teliti menganggap kedua efek untuk meningkatkan muatan

inti pada energi tingkat 4s dan 3d dan interaksi (penolakan) antara elektron-

elektron yang berbagai orbital yang sama. Pendekatan ini memerlukan

penjumlahan energi dari semua elektron dengan interaksi mereka; hasil

perhitungan lengkap sesuai dengan hasil percobaan.

Penjelasan lainnya yang lebih bergambar dan memperhatikan interaksi

elektron-elektron dikemukakan oleh Rich. Dia menjelaskan struktur atom-atom ini

dengan secara khusus memperhatikan perbedaan energi antara energi satu elektron

dalam suatu orbital dan dua elektron dalam orbital yang sama. Meskipun orbital

itu sendiri biasanya dianggap hanya memiliki satu energi, penolakan elektrostatik

kedua elektron dalam satu orbital menambah energi berpasangan elektron yang

dijelaskan sebelumnya sebagai bagian dari aturan Hund. Kita dapat

membayangkan dua tingkat energi parallel, masing-masing dengan elektron-le

dari hanya satu putaran, yang dipisahkan oleh energi berpasangan elektron.

Seperti yang ditunjukkan dalam Gambar 29. Saat muatan inti meningkat, elektron-

elektron tertarik lebih kuat dan tingkat energi berkurang dalam energi, menjadi

lebih stabil, dengan orbital d yang berubah lebih cepat daripada orbital s karena

orbital d tidak dilindungi juga dari nukleus. Elektron-elektron mengisi orbital-

orbital terendah yang ada dalam urutan sampai kapasitas mereka, dengan hasil

yang ditunjukkan pada Gambar 29 dan dalam Tabel 23, yang memberikan struktur

elektron.

Diagram skematik dalam Gambar 29(a) menunjukkan urutan di mana

tingkat-tingkat mengisi, dari bawah ke atas dalam energi. Misalnya, Ti memiliki

dua elektron 4s, satu pada masing-masing tingkat putaran, dan dua elektron 3d

dengan putaran

dan satu elektron 3d dengan putaran

.



2012

48

Untuk vanadium, dua elektron pertama memasuki tingkat 4s,

dan tingkat

4s,

, tiga berikutnya semuanya dalam tingkat 3d,

, dan vanadium memiliki

konfigurasi 4s23d

3. Lintasan 3d,

melintasi lintasan 4s,

antara V dan Cr.

Ketika enam elektron khromium diisi dari tingkat terendah, khromium memiliki

konfigurasi 4s13d

5. Suatu persilangan serupa memberi tembaga struktur 4s

13d

10.

Penjelasan ini tidak bergantung pada stabilitas kulit-kulit yang terisi setengah atau

faktor-faktor tambahan lain; penjelasan itu gagal untuk zirkonium (5s24d

2),

niobium (5s14d

4), dan yang lain dalam periode yang lebih rendah.

Pembentukan suatu ion positif dengan penghilangan sebuah elektron

mengurangi penolakan elektron keseluruhan dan menurunkan energi orbital d

lebih dari untuk orbital s, seperti yang ditunjukkan pada Gambar 29(b). akibatnya,

elektron sisanya menempati orbital d dan kita dapat menggunakan gagasan tulisan

cepat bahwa elektron dengan n tertinggi (dalam hal ini, elektron pada orbital s)

selalu dihilangkan lebih dulu dalam pembentukan ion dari unsur transisi, namun

hanya elektron d yang ada di tingkat luarnya. Versi tulisan cepat dari fenomena ini

adalah pernyataan bahwa elektron 4s adalah yang pertama dihilangkan ketika

suatu logam transisi baris pertama membentuk sebuah ion.

Persilangan tingkat-tingkat serupa namun lebih kompleks tampak pada deret

lanthanida dan aktanida. Penjelasan sederhana ini akan mulai mengisi orbital f

pada lanthanium (57) dan aktinium (89), namun atom-atom ini malahan memiliki

satu elektron d. Unsur-unsur lain dalam deret ini juga menunjukkan

penyimpangan dari rangkaian “normal”. Rich telah menunjukkan bagaimana ini

bisa juga dijelaskan dengan diagram serupa, dan pembaca harus merujuk ke

bukunya untuk rincian lebih lanjut.



2012

49

Gambar 27



2012

50

Gambar 28

Gambar 29



2012

51

DAFTAR PUSTAKA

Miessler. Gary. L. & Tarr. Donald A. 1977. Inorganik Chemistry Second Edition

Prentice Hall International. INC

S. Sukri. 1977. Kimia Dasar Jilid I. Bandung. ITB

Wiyanto. Yusman. Drs. 2007. Fisika Atom. Yogyakarta. Pustaka Pelajar



2012

52

DAFTAR ISI

1. PEN

makalah struktur atom

Documents