SAJIAN METERI : MODEL ATOM

Standart Kompetensi :- Memahami Perkembangan teori atom- Menjelaskan struktur atom

MATERI1. Perkembangan Teori Atom

Teori atom telah lama berkembangan mulai pada beberapa abad sebelum Masehi dan merupakan hasil kerja keras para ilmuwan selama bertahun-tahun. Teori ini telah menjadi pertanyaan besar di kalangan para ahli filsafat yunani. Demoskritus (464 SM) berpendapat bahwa suatu materi bersifat diskontinu, artinya jika suatu materi dibelah secara terus menerus, akan diperoleh materi terkecil yang tidak dapat dibelah lagi. Bagian terkecil yang tidak dapat dibelah lagi tersebut dinamakan atomus.

Generasi penerusnya seperti Plato dan Aristoteles (384 SM) tidak meneruskan pemikiran ini. Menurut mereka materi bersifat kontinu, yang berarti akan terus menerus dapat dibelah. Perbedaan pendapat ini terus berkembang hingga muncul teori atom Dalton yang mulai berpijak pada penemuan secara eksperimen. Model atom dikembangkan berdasarkan teori yang dikemukakan mereka.1. Model Atom John Dalton

Pada tahun 1808 John Dalton mengemukakan konsep atom dari berbagai hasil eksperimennya dan dikenal dengan teori atom Dalton.Teori atom Daltona. Atom adalah bagian terkecil penyusun materi yang tidak dapat dibagi lagi.b. Atom-atom suatu unsur yang sejenis mempunyai sifat yang sama, sedangkan

atom yang berbeda mempunyai sifat yang berbeda pulac. Atom-atom dapat bergabung membentuk molekul unsur atau melokul senyawa.d. Suatu reaksi kimia semata-mata merupakan pemindahan atom-atom dari satu set

kombinasi ke kombinasi yang lain. Atom-atom itu secara individual selalu tetap dan tidak berubah.

Model atom yang dikemukakan oleh Dalton merupakan model atom ilmiah yang pertama kali karena dilandasi oleh hasil percobaan, yaitu berdasarkan hukum kekekalan massa dan hukum perbandingan tetap.

2. Model Atom J.J thomsonTeori atom Dalton cukup lama dianut para ahli saat itu hingga ditemukannya

elektron yang bermuatan negatif oleh J.J Thomson, seorang ahli fisika berkebangsaan Inggris. Pada tahun 1879 J.J Thomson menemukan adanya elektron dalam suatu atom dengan melakukan percobaan menggunakan tabung sinar katode. Penemuan elektron tersebut mematahkan teori Dalton bahwa atom merupakan materi terkecil. Karena elektron bermuatan negatif maka Thomson berpikir bahwa ada muatan positif sebagai penyeimbang. Dengan demikian atom bersifat netral. Model atom Thomson menggambarkan bahwa atom merupakan suatu bola yang bermuatan positif dan pada bagian tertentu di dalam bola tersebut terdapat elektron yang bermuatan negatif

Jumlah muatan positif = Jumlah muatan negatifTeori atom .J.J. Thomson:a. Atom merupakan bola masif pejal yang bermuatan positif.b. Pada tempat-tempat tertentu terdapat elektron-elektron yang bermuatan negatif.Ternyata model atom J.J.Thomson mempunyai kekurangan ini ditunjukkan oleh salah seorang murid J.J. Thomson, yaitu Ernest Rutherford.

3. Model Atam RutherfordPada tahun 1911, Rutherford bersama kedua mahasiswanya Geiger dan Ernest Marsden melakukan percobaan dengan menembak lapisan tipis emas menggunakan partikel .Teori atom Rutherford:

1

a. Sebagian besar massa dan seluruh muatan positif yang terdapat dalam atom terpusat di wilayah yang sangat kecil yang disebut inti atom. Atom itu sendiri sebagian besar merupakan ruang kosong

b. Besarnya muatan positif berbeda antar satu atom dengan atom lainnya. c. Banyaknya elektron di sekitar inti atom sama dengan banyaknya muatan positif

pada inti atom. Atom itu sendiri secara keseluruhan bersifat netral (p = e)Kelemahan dari teori ini adalah jika elektron bergerak mengelilingi inti maka energi akan berkurang sehingga elektron akan jatuh ke inti atom. Tetapi pada kenyataannya atom bersifat stabil.

4. Model atom Niels BohrModel atom Rutherford belum menjelaskan bagaimana elektron-elektron

tersusun di sekeliling inti atom. Menurut hukum fisika klasik, elektron di sekeliling inti atom tarik menarik dengan inti atom yang bermuatan positif. Oleh karena itu, elektron akan terus bergerak dan memancarkan energi selama mengelilingi inti atom. Elektron mengelilingi inti seperti planet-planet mengelilingi matahari. Menurut teori, lambat laun elektron akan terpilin mendekati inti dan akhirnya jatuh ke inti atom. Tetapi hal ini tidak sesuai dengan kenyataan, ternyata elektron di dalam atom tidak pernah jatuh ke inti atom.

Pada tahun 1913 fisikawan muda dari Denmark, Niels Bohr mengembangkan teori struktur atom dan menggambarkan tingkat energi elektron di dalam atom. Bohr mengusulkan bahwa elektron dalam atom hanya berada pada tingkat energi tertentu.Teori atom Bohr:a. Elektron bergerak pada orbital mengelilingi inti dan pergerakannya yang

mengikuti hukum fisika klasik.b. klektron menduduki orbital tertentu yang disebut kondisi stasioner dan selama

elektron berada pada orbital tersebut, maka energinya akan tetap dan tidak memancarkan energi apapun.

c. Elektron dapat berpindah dari satu orbital ke orbital lainnya. Selama elektron mengalami proses transisi ini, sejumlah paket energi tertentu akan dihasilkan atau dibutuhkan. Elektron berpindah dari tingkat energi rendah ke tingkat energi yang lebih tinggi dengan cara menyerap energi tertentu, dan dari tingkat energi tinggi ke tingkat energi yang lebih rendah akan memancarkan energi.

Kelemahan dan teori atom Bohr ini adalah tidak dapat menjelaskan mengapa elektron yang mengelilingi inti tidak jatuh ke inti dan letak elektron dengan pasti.

Gambar : Perkembangan model atom (a) Model Dalton (b) model Thomson, (c) Percobaan Rutherford, (d) Model Rutherford

2

Partikel Dasar Penyusun AtomSejak awal abad ke-20 telah diketahui bahwa setiap atom mengandung tiga partikel

dasar penyusun yaitu proton, elektron dan neutron. Bagainana partikel-partikel dasar penyusun atom ini ditemukan? Bagaimana sifat-sifatnya? Untuk lebih jelasnya simak uraian berikut.1. Elektron

Elektron mulai diperkenalkan oleh J.J Thomson. Selain thomson, ada dua ilmuwan yang meneiliti tentang muatan negatif dalam atom, yaitu Michael Faraday dan R.A. Millikan.

Michael Faraday (1790 – 1867) menemukan tabung sinar katode. Tabung katode dibuat dari gelas yang mempunyai lempengan logam. Lempengan pertama dihubungkan ke kutub positif disebut anode dan lempeng lainnya ke kutub negatif disebut katode. Tabung tersebut diisi dengan gas. Sinar katode dalam tabung tersebut tidak nampak, tetapi keberadaanya dapat diketahui karena mampu memendarkan ZnS yang dilapiskan pada dinding kaca. Sinar katode tersebut dapat dibelokkan oleh suatu medan listrik atau medan magnet ke arah kutub positif sebagaimana sifat partikel-partikel bermuatan negatif.

Pada tahun 1897 dengan menggunakan metode yang sama JJ Thomson menentukan rasio massa (m) terhadap muatan listrik (e) untuk sinar katode. Berdasarkan rasio m/e, Thomson menyimpulkan bahwa sinar katode merupakan partikel dasar bermuatan negatif penyusun suatu atom. Sinar katode kemudian dikenal sebagai elektron, yaitu istilah pertama kali diusulkan George Stoney pada tahun 1874.

2. ProtonPada saat JJ Thomson mengemukakan model atom, dia menyatakan gagasan

tentang adanya muatan positif dalam atom. Hanya saja Thomson belum bisa menjelaskan lebih rinci mengenai muatan positif ini. Gagsan tentang muatan positif ini mulai mendapatkan titik terang saat Rutherford murid Thomson meneliti tentang atom.

Rutherford melakukan penelitian dengan cara menembak lapisan tipis emas menggunakan partikel . Hasil penelitiannya telah menunjukkan bahwa muatan positif atom seluruhnya terpusat pada inti atom. Setelah mengetahui hal ini, Rutherford memfokuskan penelitiannya mengenai inti atom. Meskipun Rutherford telah mengamati adanya muatan positif pada inti atom, baru pada tahun 1919 ia menemukan partikel positif tersebut dan selanjutnya dinamakan proton.

3. Neutron Rutherford telah berhasil menemukan proton tetapi masih ditemukan kejanggalan dalam struktur atom tersebut. Hal ini terlihat pada atom hidrogen dan helium. Hidrogen mempunyai satu proton, sedangkan helium mempunyai 2 proton. Dengan mengabaikan massa elektron yang sangat kecil, seharusnya perbandingan massa antara hodrogen dan hlium adalah 1 : 2. Namun pada kenyataanya perbandingan massa antara hidrogen dan helium adalah 1 : 4. Rutherford kemudian menduga bahwa dalam inti atom terdapat partikel lain yang bermuatan netral dan memiliki massa hampir sama dangan proton.

Pada tahun 1932 dugaan Rutherford menjadi kenyataan, yaitu setelah James Chadwick (1891-1972) menembak lapisan tipis berilum dengan partikel yang menghasilkan pancaran radiasi energi yang sangat tinggi sbanding dengan radiasi sinar yang keluar dari logam tersebut. Chadwick menamainya neutron, karena partkel ini tidak bermuatan (netral) dan memiliki massa sedikit lebih besar dari proton.

Tabel Beberapa Sifat Partikel-Partikel AtomPartikel Dasar

Lambang Penemu Massa MuatanKg Sma Couloumb Satuan

MuatanProtonNeutronElektron

pne

GoldsteinJ. ChadwickJ.J Thomson

1,67 10-27

1,67 10-27

9,11 10-31

1,008851,010240,000549

+1,6 10-19

0-1,6 10-19

+10-1

ENERGI RADIASI

3

Radiasi dibedakan dalam dua bagian yaitu radiasi partikel dan radiasi elektromagnet. Sinar alfa, sinar beta, sinar katoda, dan lain-lain tergolong radiasi partikel, sedangkan sinar matahari, sinar lampu neon, sinar X, gelombang panas, dan lain-lain tergolong radiasi elektromagnet.

Semua radiasi elektromagnet merambat dengan kecepatan yang sama yang dikenal;dengan kecepatan cahaya = c = 2,9979250 108 m/det (biasa dibulatkan menjadi 3 108 m/det.) Sinar-sinar elektromagnet bervariasi pada panjang gelombang () dan frekuensi (). Perhatikan gambar berikut.

Gambar : Bentuk gelombang (a) Gelombang panjang, frekuensi rendah. (b) Gelombang pendek frekeuensi tinggi

Kecepatan cahaya ialah jarak yang ditempuh dalam satu detik. Frekuensi adalah jumlah gelombang dalam satu detik. Panjang gelombang ialah jarak antara dua puncak gelombang yang berurutan.

Makin kecil panjang gelombang makin besar frekuensi, dan sebaliknya. Hubungan kecepatan cahaya (c), panjang gelombang () dan frekuensi () adalah sebagai berikut :

atau

Berikut ini diberikan spektrum radiasi elektromagnet

Panjang gelombang

Gambar : variasi panjang gelombang dari spektrum radiasi elektromagnet. Mejikuhibiniu adalah singkatan dari Merah – Jingga – Kuning – Hijau – Biru – Nila- Ungu

4

c = f . f =

radio tv gel.mikro

inframerah

Sinartampak

uv Sinar sinar sinar X kosmis

30m 30cm 0,3cm 2500nm 500 nm 10nm 1 nm 10-5nm 10-3nm

Me ji ku hi bi ni u

700nm 390nm

Masing-masing radiasi memberi pengaruh yang berbeda terhadap materi. Jika bagian badan kita menerima terlalu banyak radiasi inframerah (gelombang panas) akan terasa dibakar; menerima terlalu banyak radiasi tampak atau ultra violet dekat maka kulit dapat mengelupas; menerima terlalu banyak sinar X dapt menimbulkan kerusakan jaringan atau menimbulkan kanker. Contoh-contoh di atas menunjukkan bahwa masing-masing radiasi memiliki energi yang berbeda. Semakin kecil panjang gelombang (makin besar frekuensi) makin besar energinya. Hubungan energi radiasi dengan panjang gelombang frekuensi dijelaskan oleh Max Planck dalam teori kuantumnya.

Teori kuantum membahas tentang bagaimana suatu objek menerima atau melepaskan suatu benda. Menurut Max Planck, suatu materi atau objek menerima atau kehilangan energi dalam bentuk satuan-satuan atau paket-paket kecil yang tertentu besarannya. Hal ini dapat dibandingkan dengan sebuah truk yang memuat pasir. Muatan truk tersebut hanya dapat bertambah atau berkurang satu, dua, tiga atau lebih butir pasir akan tetapi tidak mungkin bertambah atau berkurang muatannya seberat ½, 1/3, atau ¼ butir pasir. Demikian juga halnya dengan energi hanya dapat diterima atau dilepaskan berupa paket-paket kecil yang bagaimanapun kecilnya tetapi tertentu ukurannya. Paket-paket energi itu disebut juga kuantum energi. Hal in hanya dapat dipahami dengan membayangkan bahwa radiasi elektromagnet terdiri atas partikel-partikel kecil. Partikel radiasi elektromagnet itu disebut foton.Energi foton dihitung dengan rumus :

E = energi fotonh = tetapan Planck = 6,63 10-34 J det = frekuensi

Catatan : Jumlah foton harus merupakan bilangan bulat karena foton merupakan paket energi terkecil.

Spektrum garis dan spektrum kontinu.Sinar putih diuraikan oleh prisma menjadi satu spektrum yang mengandung semua

warna atau semua panjang gelmbang. Spektrum seperti itu disebut spektrum kontinu (lihat gambar). Pelangi adalah salah satu contoh spektrum kontinu. Tetapi sinar dari lampu hidrogen menghasilkan spektrum dari beberapa warna atau beberapa panjang gelombang secara terputus-putus (lihat gambar). Spektrum seperti itu di sebut spektrum garis (karena hanya mengandung beberapa garis warna) atau spektrum diskontinu. Ada juga radiasi yang hanya mengandung sejenis panjang gelombang, seperti sinar laser, yang disebut sinar mikromatik.

Gas hidrogen dalam lampu hidrogen terdiri atas atom-atom. Menurut pengamatan, semua atom dalam keadaan teresitasi menghasilkan spektrum garis yang khas (perhatikan spektrum dari beberapa unsur pada gambar berikut)

Gambar : Spektrum kontinu mengandung semua panjang gelombang

5

E = h.

Gambar : Spektrum gas hidrogen tergolong spektrum garis karena hanya mengandung beberapa panjang gelombang

Bagaimanakah atom menghasilkan spektrum garis ?Pada waktu ditemukan bahwa atom menghasilkan spektrum garis, para ahli belum

dapat melihat hubungannya dengan teori kuantum Max Planck. Baru pada tahun 1914, Niels Bohr menggunakan teori kuantum untuk menjelaskan spektrum gas hidrohen. Menurut Bohr spektrum garis menunjukkan bahwa elektron hanya menempati tingkat-tingkat energi tertentu dalam atom. Pemancaran/penyerapan radiasi terjadi menyertai perpindahan elektron dari suatu tingkat energi ke tingkat energi yang lain. Energi radiasi yang dipancarkan/diserap itu sesuai dengan selisih dua tingkat energi yang ada.Model atom hidrogen menurut Niels Bohr1. Dalam atom terdapat tingkat-tingkat energi (lintasan-lintasan) tertentu dimana elektron

dapat beredar mengintari inti tanpa disertai pemancaran atau penyerapan energi. Lintasan-lintasan itu, yang disebut juga kulit-kulit atom, adalah orbit berbentuk lingkaran dengan jari-jari tertentu. Tiap lintasan ditandai dengan satu bilangan bulat (n) yang disebut bilangan kuantum utama, mulai dari 1,2,3,4 dan seterusnya dan diberi lambang K,L,M,N, dan seterusnya.Lintasan pertama, harga n = 1, disebut kulit KLintasan kedua, harga n =2, disebut kulit L , dan seterusnya.

Jari-jari lintasan ke-n pada atom hidrogen sesuai dengan rumus :rn = n2 (5,3 10-11) m.......................................................................................................(1)Jadi jari-jari lintasan ke-1,2 dan 3 adalahr3 = 12 (5,3 10-11) m = 5,3 10-11 m = 5,3 10-11 1010 A = 0,53 Ar3 = 22 (5,3 10-11) m = 2,12 10-10 m = 2,12 Ar3 = 32 (5,3 10-11 ) m = 4,77 10-10 m = 4,77 A

Energi elektron sesuai dengan lintasan yang ditempatinya

En = –RH .............................................................................. (2)

RH = Tetapan Rydberg untuk hidrogen= 2,18 10-18 J

Jadi energi elektron pada lintasan ke-1, 2 dan 3 adalah

E1 = –2,18 10-18 J

= –2,18 10-18 J

E2 = –2,18 10-18 J

6

= –5,45 10-19 J

E3 = –2,18 10-18 J

= –2,42 10-19 J

Makin jauh dari inti, makin besar energi, yang berarti makin tidak stabil.Jika n = maka

E = –2,18 10-18 J

= 0E = 0 berarti bahwa elektron sudah lepas daya tarik inti.

Gambar : Jari-jari dan energi dari tiga kulit pertama atom hidrogen menurut Bohr

2. Tanpa pengaruh luar elektron menempati tingkat enegi terendah (Kulit K). Keadaan seperti ini disebut keadaan stationer. Jika atom mendapat radiasi maka elektron akan menyerap radiasi tertentu dan elektron meloncat ke tingkat energi yang lebih tinggi. Energi radiasi yang diserap itu sama dengan selisih tingkat energi akhir dan tingkat energi awal

E = Ef – E

(Ef = Tingkat energi akhir; Ei = tingkat energi awal)Sesuai dengan persamaan (2)

Ef = –RH . ; Ei = –RH .

maka E = (–RH . ) – (–RH . )

E = RH(. – ) .................................................................. (3)

7

Frekuensi atau panjang gelombang radiasi yang diserap itu dapat dihitung dengan rumus h, atau =h . Keadaan yang seperti terakhir ini, di mana elektron menempati tingkat energi yang lebih tingi, adalah tidak stabil dan disebut keadaan tereksitasi. Elektron segera pindah ke tingkat yang lebih rendah yang disertai pembebasan energi dalam bentuk radiasi. Energi radiasi yang dipancarkan sama dengan selisih tingkat energi akhir dan tingkat energi awal. Frekuensinya juga dapat dihitung dengan rumus = h.

Model atom hidrogen yang dirumuskan oleh Bohr sesuai dengan spektrum gas hidrogen. Sebagai contoh mari kita perhatikan bagaimana hidrogen menghasilkan spektrum sinar merah dengan panjang gelombang 656 nm. Energi radiasi ini

= E = h.f =

= 3,01 10-19 JRadiasi dengan energi sebesar ini dapat dibebaskan pada perpindahan elektron dari kulit M (n = 3) kekulit L (n = 2) yang selisih energinya (lihat gambar)E = E3 – E2 = –0,243 10-18 J + 0,544 10-18 J

= 3,01 10-19 JModel atom Bohr menjadi penting karena telah menggambarkan adanya

tingkat-tingkat energi dalam atom. Akan tetapi model atom Bohr hanya dapat menerangkan spektrum dari atom atau ion yang hanya mengandung satu elektron H, He+ dan Li2+. Model atom Bohr tidak sesuai dengan spektrum atom atau ion berelektron banyak.

5. MODEL ATOM MEKANIKA KUANTUM ATAU MEKANIK GELOMBANGSegera setelah Bohr mengajukan model atomnya, anggapan disamping sifat gelombang, radiasi juga mempunyai sifat materi sudah sangat populer. Kemudian pada tahun 1923 Louis de Broglie mengemukakan pendapatnya : Kalau radiasi mempunyai sifat materi, apakah tidak mungkin bahwa materi yang bergerak juga mempunyai sifat gelombang ? Broglie mengajukan rumus untuk menghitung panjang gelombang () dari suatu materi yang bergerak sebagai berikut :

=

= panjang gelombangm = massa partikelv = kecepatan partikelmv= momentum partikel

Pertanyaan : Tentukan panjang gelombang dari sebuat bola golf dengan massa 92,5 gram yang bergerak dengan kecepatan 225 km/jam.Jawab : m = 82,5 g = 0,0825kg

v = 225km/jam = 70,83333 m /det

=

=

= 1,135 10-34

Radiasi dengan panjang gelombang sebesar 1,135 10–34 m tidak terdapat dalam spektrum radiasi elektromagetik. Panjang gelombang ini terlalu kecil untuk dapat diamati.Dipotesis Louis de Broglie sesungguhnya berlaku umum akan tetapi bila diterapkan untuk objek biasa seperti bola golf pada Pertanyaan diatas akan terlihat betapa kecil panjang gelombangnya sehingga mustahil dapat diamati. Oleh karena itu, hipotesos Lous de Brouglie hanya berlaku untuk partikel kecil yang bergerak kengan kecepatan tinggi mendekati kecepatan cahaya.

8

Pada tahun 1927, C. Davidson dan L.H. Germer di Amerika Serikat serta G.P. Thomson di Inggris menemukan bahwa elektron memang mempunyai sifat gelombang. Elektron memberi sifat difraksi sama seperti sinar X. Sifat gelombang dari elektron digunakan pada mikroskop elektron, yaitu suatu mikroskop yang daya pembesarnya sangat besar.Kenyataan bahwa elektron bergerak seperti halnya gelombang telah mengundang koreksi terhadap model atom Bohr. Menurut Bohr elektron mengorbit dengan jari jari tertentu. Akan tetapi karena elektron ternyata bergerak seperti gelombang apakah mungkin menenukan posisi gelombang? Menurut Werner Heisenberg, tidak mungkin menentukan kecepatan sekaligus posisi elektron dalam ruang, yang dapat ditentukan adalah kebolehjadian (probabilitas) menemukan elektron pada jarak tertentu dari inti. Jadi tidaklah benar membayangkan elektron beredar mengitari inti menurut suatu lingkaran dan selalu pada lingkaran itu.Hipotesis Louis de Broglie dan azas ketidakpastian Werner Heisenberg merupakan dasar teori atom mekanika kuantum. Model atom mekanika kuantum mirip dengan model atom Bohr dalam hal bahwa elektron beredar pada tingkat-tingkat energi tertentu. Tetapi dalam model mekanika kuantum lintasan elektron tidak digambarkan berupa lingkaran dengan jari jari tertentu melainkan berupa awan. Awan elektron itu menggambarkan daerah di mana mungkin menemukan elektron. Tebal-tipisnya awan sesuai dengan besar-kecilnya kebolehjadian menemukan elektron di daerah itu. Probabilitas menemukan elektron dalam atom hidrogen pada keadaan stasioner diperlihatkan oleh Gambar berikut.

Gambar : Distribusi densitas elektron atom hidrogen pada keadaan stasioner

Bilangan-bilangan KuantumDaerah dalam ruang di sekitar inti dengan probabilitas menemukan elektron disebut orbital. Suatu orbital mempunyai bentuk dan tingkat energi tertentu. Istilah orbital berbeda dengan istilah orbit yang digunakan oleh Bohr. Orbit berupa suatu lingkaran dengan jari-jari tertentu sedangkan orbital berupa suatu daerah dengan kebolehjadian menemukan elektron. Suatu orbit ditentukan oleh satu bilangan kuantum, yaitu bilangan kuantum utama (n). Menurut model mekanika kuantum, untuk atom berelektron banyak, setiap kulit terdiri atas beberapa subkulit dan setiap subkulit terdiri atas beberapa orbital. Oleh karena itu, untuk menyatakan suatu orbital diperlukan 3 bilangan kuantum; yaitu :a. Bilangan kuantum utama (n)b. Bilangan kuantum azimuth (1)c. Bilangan kuantum magnetik (m)a. Bilangan kuantum utama (n)

Bilangan kuantum utama menunjukkan kulit utama yang menggambarkan jarak rata-rata elektron dari ini atom. Sama seperti pada molekul atom Bohr, bilangan kuantum utama mempunyai harga semua bilangan bulat positif dan dinyatakan dengan lambang K, L, M, N,O, P, Q dan seterusnya.

l 1 2 3 4 5 6 7 dan seterusnyaLambang K L M N O P Q dan seterusnya

9

b. Bilangan kuantum azimuth (1)Bilangan kuantum azimuth menunjukkan sub-kulit.harga-harga bilangan

kuantum azimuth ialah semua bilangan bulat dari 0 sampai (n – 1) dan dinyatakan dengan lambang s, p, d, f, dan seterusnya.

N 1 2 3 4 dan seterusnyaLambang s p d f dan seterusnyaUntuk n = 1 (kulit K) 1 = 0 (sub-kulit) ditandai dengan 1s

n = 2 (kulit L) 1 = 0 dan 1 (2 sub-kulit) ditandai dengan 2s dan 2pn = 3 (kulit M) 1 = 0, 1 dan 2 (3 sub-kulit) ditandai dengan 3s, 3p dan 3dn = 4 (kulit N) 1 = 0, 1, 2 dan 3 (4 sub-kulit) ditandai dengan 4s, 4p, 4d

dan 4fjadi jumlah sub kulit pada suatu kulit utama sama dengan nomor bilangan kuantum utamanya (Kulit pertama mempunyai 1 sub kulit kedua mempunyai 2 sub-kulit dan seterusnya)perhatikan : Notasi 3p

angka 3 menunjukkan bilangan kuantum utama : n = 3 (kulit M)huruf p menunjukkan bilangan kuantum azimuth : l = 1contoh lain : 4f n = 4 dan l = 3

c. Bilangan kuantum magnetik (m)Bilangan kuantum magnetik menunjukkan jumlah orbital dari setiap sub-kulit. Harga-harga bilangan kuantum magnetik tergantung pada harga bilangan kuantum azimuthnya, yaitu semua bilangan bulat mulai dari –l sampai dengan +l, termasuk 0:

m = 0; ±1, ±2, ... ±lUntuk l = 1 (sub-kulit s) m = 0 (1 orbital)

l = 2 (sub-kulit p) m = –1; 0 dan +1 (3 orbital)l = 3 (sub-kulit d) m = –2; –1; 0, +1 dan +2 (5 orbital)l = 4 (sub-kulit f) m = –3; –2; –1; 0, +1, +2 dan +3 (7 orbital)

Hubungan harga-harga n, l dan m untuk n = 1 sampai dengan 4 dapat dilihat pada tabel berikut :

n l LambangSub-kulit

m Jumlah Orbital

1 0 1s 0 12 0

12s2p

0–1, 0, +1

13

3 012

3s3p3d

0–1, 0, +1

–2, –1, 0, +1, +2

135

4 0123

4s4p4d4f

0–1, 0, +1

–2, –1, 0, +1, +2–3, –2, –1, 0, +1, +2, +3

1357

Susunan orbital-orbital dalam suatu atom multi elektron dapat digambarkan sebagai berikut (lihat gambar berikut)

10

Gambar : Gambaran mengenai Susunan orbital-orbital dalam suatu atom multielektron

Tiap orbital dapat ditempati oleh maksimum 2 elektron. Mungkin timbul pertanyaan: Bagaimana 2 elektron dapat beredar pada orbital yang sama? Bukankah kedua elektron itu akan saling tolak menolak? Hal itu dijelaskan sebagai berikut? Sambil beredar mengitari inti, elektron juga berputar pada sumbunya. Gerak berputar pada sumbu ini disebut rotasi. Rotasi menimbulkan medan magnet. Apabila 2 elektron dalam suatu orbital berputar dengan arah rotasi yang berlawanan akan menghasilkan medan magnet yang berlawanan pula sehingga antara dua elektron itu terdapat gaya tarik-menarik magnetik yang dapat mengimbangi gaya tolak-menolak elektrostatiknya.Arah rotasi elektron dinyatakan dengan bilangan kuantum yang ke-4 yaitu bilangan kuantum spin(s). Bilangan kuantum spin hanya mempunyai 2 harga :

+ untuk rotasi sesuai dengan arah jarum jam.

– untuk rotasi berlawanan dengan arah jarum jam.

Gambar : Rotasi elektron dan harga bilangan kuantum spin,(a) Rotasi searah jarum jam. (b) Rotasi berlawanan arah jarum jam.

Apabila ke dalam satu orbital ditambahkan elektron ke-3, mungkinkah elektron ke-3 ini akan mempunyai spin yang sama dengan salah satu dari 2 elektron terdahulu. Oleh karena itu elektron ke-3 akan mengalami gaya tolak elektrosatik dan magnet sekaligus. Dengan demikian elektron ke-3 harus menempati orbital baru. Kiranya dapat dipahami sekarang bahwa atom yang mempunyai 3 elektron setidak-tidaknya menempati 2 orbital, atom memiliki 5 elektron setidak-tidaknya menempati 3 orbital, dan seterusnya.

Bentuk dan Orientasi Orbital-orbitalBentuk orbital tergantung pada bilangan kuantum azimuth (f) atau jenis sub-kulit.1). Bentuk dan orientasi orbital s

Sub-kulit s hanya mempunyai 1 orbital yang berbentuk simetris bola. Distribusi densitas elektron pada orbital 1s, 2s dan 3s diperlihatkan oleh Gambar 2.10. Gambar

11

2.10 memperlihatkan bahwa probabilitas terbesar menemukan elektron pada sub. kulit s adalah sekitar inti probabilitas berkurang dengan bertambahnya jarak dari inti. Hal ini tidak lain karena adanya gaya tarik elektrostatik dari inti.Biasanya orbital-orbital hanya digambarkan bentak luarnya saja. Orbital s dengan demikian digambarkan berbentuk bola seperti Gambar. Gambar ini memperlihatkan kira-kira 99% dari daerah dengan probabilitas menemukan elektron.

Gambar Distribusi densitas elektron pada orbital 1s, 2s dan 3s 2 = fungsi probabilitas.r = jari jari.

Gambar Bentuk luar orbital 1s, dan 2s

2). Bentuk dan orientasi orbital pDistribusi densitas elektron pada orbital p adalah seperti ditunjukkan Gambar. Elektron terkonsentrasi pada dua daerah yang bentuknya seperti balon terpilin. Kedua bagian daerah tersebut dipisahkan oleh satu bidang simpul melalui inti atom. Tidak perlu dipersoalkan bagaimana elektron berpindah dari satu bagian ke bagian lain.Tiap sub-kulit p terdiri atas 3 orbital. Hal ini sesuai dengan 3 harga m untuk 1 = 1, yaitu m = -1, 0 dan +1. Ketiga orbital tersebut mempunyai bentuk dan tingkat energi yang sama tetapi berbeda orientasinya dalam ruang. Bentuk luar dari ketiga orbital 2pditunjukkan Gambar. Biasanya ditandai dengan 2px, 2py dan 2px sesuai orientasinya menurut sumbu x, y atau z.

Gambar : Distribusi densitas elektron pada orbital p.Semua orbital p berbentuk balon terpilin tetapi makin besar dengan bertambahnya harga n (bilangan kuantum utamanya). Orbital 3p lebih besar daripada orbital 2p, orbital 4p lebih besar daripada orbital 3p, dan seterusnya.

12

Gambar Bentuk dan susunan dari ketiga orbital p: px, py dan pz

3. Bentuk dan orientasi orbital-orbital d dan fOrbital-orbital d berbentuk roset seperti ditunjukkan Gambar. Tiap sub-kulit terdiri atas 5 orbital d terdiri atas 5 orbital sesuai dengan 5 harga m untuk l = 2, yaitu m = –2; –1; 0, +1 dan +2.Empat dari lima orbital-orbital d mempunyai bentuk yang sama, yaitu dx

2 – y2, xy, dyz dan dxz, tetapi berbeda orientasinya. Walaupun orbital yang kelima, dx

2 mempunyai bentuk yang berbeda namun demikian kelima orbital d tersebut memiliki tingkat energi yang ekivalen.Orbital-orbital f sukar digambarkan dan hal itu tidaklah begitu penting. Setiap sub-kulit f terdiri atas 7 orbital yang ekivalen dan dengan demikian dapat menampung maksimum 14 elektron.

Gambar Bentuk dan susunan dari kelima orbital d.

Dari pembahasan di atas dapatlah disimpulkan bahwa kedudakan suatu elektron dalam suatu atom ditentukan oleh 4.bilangan kuantum, yaitu:1) Bilangan kuantum utama (a), menunjukkan kulit utama (K, L, M dan seterusnya).2). Bilangam kuantum azimuth (I), menunjukkan sub-kulit (s, p, d, dan seterusnya).3). Bilangan kuantum magnetik(m), menunjukkan orbital.4). Bilangan kuantum spin (s), menunjukkan arah rotasi (spin) elektron.

Larangan PauliDalam suatu atom, tidak ada dua elektron yang mempunyai ke-4 bilangan kuantum yang sama. Hal ini juga berarti bahwa satu orbital maksimum ditempati 2 elektron, itupun harus berbeda spinnya. Dua elektron dalam satu orbital mempunyai tiga bilangan kuantum sama yaitu bilangan kuantum utama, azimuth dan magnetik.

KONFIGURASI ELEKTRONKonfigurasi elektron menggambarkan penyebaran/susunan elektron dalam atom. Penyebaran elektron atas kulit-kulit atau orbital-orbitalnya memenuhi aturan-aturan berikut:

13

Gambar Urut-urutan tingkat energi subkulit-subkulit: Tingkat energi terendah ialah subkulit 1s, kemudian 2s, 2p, 3s dan seterusnya.

1) Aturan Aufbau“Pengisian elektron dimulai dari tingkat energi terendah kemudian ke tingkat energi yang lebih tinggi”. Urut-ututan tingkat energi, mulai dari tingkat energi terendah, adalah sebagai berikut (lihat gambar): 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, dan seterusnya. Untuk lebih jelasnya dapat dilihat gambar. Berarti elektron pertama dan kedua menempati sub-kulit 1s, elektron ketiga dan keempat pada sub-kulit 2s, dan seterusnya (lihat tabel ).Dari Gambar jelas terlihat bahwa setelah orbital-orbital 3p terisi-penuh, elektron berikutnya akan memasuki orbital 4s meninggalkan orbital 3d tetap kosong. Orbital 3d baru diisi setelah orbital 4s terisi penuh dengan 2 elektron. Orbitan 3d mungkin saja lebih dekat terhadap inti atom daripada orbital 4s tetapi karena bentuknya, ternyata orbital 3d memiliki tingkat energi yang lebih tinggi daripada orbital 4s. Hal serupa juga terdapat pada orbital-orbital lain seperti 5s lebih rendah daripada 4d, 6s lebih rendah dari 4f, dan lain-lain.

2) Aturan HundPada pengisian orbital-orbital dari tingkat energi yang sama, seperti orbital-orbital p. d dan f mula-mula masing-masing orbital diisi dengan satu elektron dengan arah rotasi yang sama baru kemudian berpasangan (lihat Tabel, konfigurasi elektron B, C, N dan 0).Apabila masing-masing orbital diisi dengan 1 elektron maka gaya tolak-menolak sesama elektron menjadi lebih kecil yang berarti bahwa elektron berada pada tingkat energi yang lebih rendah dan lebih stabil.

Tabel Konfigurasi elektron dari beberapa unsur ringan

14

3) Susunan Penuh dan Susunan Setengah-PenuhBila diperhatikan konfigurasi elektron unsur-unsur gas mulia, yaitu unsur-unsur yang paling stabil, ternyata semua sub-kulit terisi penuh (lihat konfigurasi He dan Ne pada Tabel). Susunan lain yang juga menunjukkan stabilitas besar ialah susunan setengah-penuh, di mana orbital-orbital dari sub-kulit terluar berisi satu elektron. Oleh karena itu susunan elektron dari beberapa unsur ada yang mengalami perubahan, terutama pada dua sub-kulit terluarnya, untuk mencapai susunan penuh atau setengah penuh. Hal seperti ini tenrtama terdapat pada unsur-unsur yang konfigurasi elektronnya berakhir dengan d4 atau d9. Perhatikan konfigurasi unsur nomor atom 24 dan 29 berikut ini:

Konfigurasi elektron unsur nomor atom 24 dan 29 menurut aturan Aufbau:

Konfigurasi yang sesuai dengan sifat Cr dan Cu:

Dalam hal 24Cr, satu elektron dari orbital 4s pindah ke orbital 3d sehingga kedua orbital terakhir itu masing-masing terisi setengah penuh, yang lebih stabil daripada kombinasi penuh (4s2) dengan tidak penuh tidak setengah penuh (3d4). Dalam hal 29Cu, satu elektron dari orbital 4s pindah ke orbital 3d sehingga mencapai susunan penuh dan setengah penuh yang lebih stabil daripada kombinasi penuh (4s2) dengan tidak penuh dan tidak setengah penuh (3d9).Perlu diketahui bahwa perpindahan elektron untuk mencapai susunan penuh dan setengah penuh tidak selalu dengan sendirinya dipenuhi. Syaratnya ialah bahwa susunan terakhir harus lebih stabil daripada susunan mula-mula. Perpindahan elektron seperti itu hanya dapat terjadi apabila selisih dua tingkat energi yang bersangkutan hanya berbeda kecil, seperti misalnya perbedaan tingkat energi 3d dan 4s.Makin besar nomor atom ansur semakin banyak orbital-orbital harus dituliskan untuk menggambarkan susunan elektronnya. Untuk menyingkat penulisan, dapat digunakan susunan elektron gas mulai dari periode sebelumnya menurut letak unsur itu dalam sistem periodik. Perhatikan dua contoh berikut.Contoh 1: Susunan elektron 2He : 1s2

Susunan elektron 3Li : 1s2 2s1

Susunan elektron Li dapat ditulis sebagai: (He) 2s1

Yang berarti bahwa susunan elektron Li sama dengan susunan elektron He tambah 2s1.

Contoh 2: Susunan elektron 10Ne : 1s2 2s2 2p6

Susunan elektron 17Cl : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Susunan elektron Cl dapat ditulis sebagai: (Ne) 3s2 3p5

Yang berarti bahwa susunan elektron Cl sama dengan susunan elektron Ne ditambah 3s2 3p5

Tugas Terstruktur1. Buatlah kelompok yang terdiri dari 5-6 orang, masing-masing kelompok membuat

model-model atom, yaitu model atom Dalton hingga model atom Niels Bohr, dalam berbagai bentuk yang variatif dengan menggunakan kertas karton. Kumpulkan dan jadikan hiasan dinding kelas

15

2. J.J. Thomson selain menemukan elektron juga mengemukakan teori atom. Diskusikan bersama teman sebangku kalian, bagaimana penemuan ini dapat digunakan untuk mengemukakan teori atom yang memperbaiki teori atom sebelumnya! Diskusikan juga hasilnya dengan teman-teman kalian yang lain serta guru kalian!

3. Diskusikan, bagaimana pelangi dapat terbentuk dan buatlah percobaan yang membuktikan bahwa cahaya matahari dapat diuraikan ke dalam berbagai warna. Bandingkan dengan kelompok lain. Kumpulkan hasilnya.

Evaluasi dan Refleksi1. Sinar kuning yang dihasilkan lampu natrium mempunyai panjang gelombang 589nm.

Tentukan frekuensinya!2. Tentukan panjang gelombang radiasi yang menyertai perpindahan elektron dari orbit n

= 4 ke orbit n = 2.3. Tentukan panjang gelombang dari elektron yang bergerak dengan kecepatan 6 106

m/det. Massa elektron = 9,11 10-31 kg4. Jelaskan dengan singkat model atom hidrogen menurug Bohr5. Bagaimana bentuk orbital s, p, dan d?6. Beberapa nomor terkecil suatu unsur sehingga memiliki elektron p?7. Tentukan harga-harga bilangan kuantum yangmungkin untuk orbital-orbital : 1s, 2p, 3d,

dan 4f.

DAFTAR PUSTAKA

16