1. Struktur Atom

MODEL ATOM BOHR

Pada tahun 1913, Niels Bohr menggunakan teori kuantum untuk menjelaskan spektrum unsur. Bohr memilih hidrogen sebagai model untuk teorinya, hal ini mudah dimengerti karena hidrogen mempunyai atom yang paling sederhana (satu proton dan satu elektron)(James E. Brady, 1990).

Berdasarkan pengamatan diketahui bahwa unsur-unsur menghasilkan spektrum garis di mana tiap unsur mempunyai spektrum yang khas. Menurut Bohr, spektrum garis menunjukkan bahwa elektron dalam atom hanya dapat beredar pada lintasan-lintasan dengan tingkat energi tertentu. Pada lintasan itu, elektron dapat beredar tanpa pemancaran atau penyerapan energi. Lintasan elektron tersebut berupa lingkaran dengan jari-jari tertentu yang disebut sebagai kulit atom.

Pada keadaan normal, elektron akan mengisi kulit-kulit dengan tingkat energi terendah, yaitu dimulai dari kulit K, L, dan seterusnya. Keadaan di mana elektron mengisi kulit-kulit dengan tingkat energi terendah disebut tingkat dasar (ground state). Jika atom mendapat energi dari luar (misalnya dipanaskan, diberi beda potensial), maka elektron akan menyerap energi yang sesuai sehingga berpindah ke tingkat energi yang lebih tinggi. Keadaan di mana ada elektron yang menempati tingkat energi yang lebih tinggi disebut keadaan tereksitasi (excited state).

Perpindahan elektron dari tingkat energi lebih rendah ke tingkat energi lebih tinggi disertai penyerapan energi. Sebaliknya, perpindahan elektron dari tingkat energi lebih tinggi ke tingkat energi lebih rendah disertai pelepasan energi, yaitu berupa radiasi elektromagnet. Elektron dapat berpindah dari satu

lintasan ke lintasan lain disertai pemancaran atau penyerapan energi.

E = Ef Ei

dengan:

E = energi yang menyertai perpindahan elektron (joule)

Ef = tingkat energi akhir (joule)

Ei = tingkat energi mula-mula (joule)

Dari percobaan yang dilakukan, Bohr merumuskan sebagai berikut.

1. Elektron bergerak mengelilingi inti atom dengan lintasan (orbit) tertentu, dengan momen sudut  kelipatan dari

2. Selama elektron bergerak pada lintasannya, maka energinya akan tetap, sehingga tidak memancarkan  energi.

3. Selama bergerak mengelilingi inti, elektron dapat berpindah naik atau turun dari satu lintasan ke   lintasan yang lain.

TEORI MEKANIKA KUANTUM

 Dalam fisika klasik, partikel memiliki posisi dan momentum yang jelas dan mengikuti lintasan yang pasti. Akan tetapi, pada skala atomik, posisi dan momentum atom tidak dapat ditentukan secara pasti. Hal ini dikemukakan olehWerner Heisenberg pada tahun 1927 dengan Prinsip Ketidakpastian (uncertainty principle)

Untuk mengetahui posisi dan momentum suatu elektron yang memiliki sifat gelombang, maka pada tahun 1927, Erwin Schrodinger, mendeskripsikan pada sisi elektron tersebut dengan fungsi gelombang (wave function) yang memiliki satu nilai pada setiap posisi di dalam ruang (Oxtoby, Gillis, Nachtrieb). Fungsi gelombang ini dikembangkan dengan notasi ϕ (psi), yang menunjukkan bentuk dan energi gelombang elektron (James E. Brady, 1990).

Model atom mekanika kuantum menerangkan bahwa elektron-elektron dalam atom menempati suatu ruang atau “awan” yang disebut orbital, yaitu ruang tempat elektron paling mungkin ditemukan. Beberapa orbital bergabung membentuk kelompok yang disebut subkulit. Jika orbital kita analogikan sebagai “kamar elektron”, maka subkulit dapat dipandang sebagai “rumah elektron”. Beberapa subkulit yang bergabung akan membentuk kulit atau “desa elektron”.

Satu kulit tersusun dari subkulit-subkulit. Satu subkulit tersusun dari orbital-orbital.  Satu orbital menampung maksimal dua elektron.  Orbital-orbital dalam satu subkulit mempunyai tingkat energi yang sama, sedangkan orbital-orbital dari subkulit berbeda, tetapi dari kulit yang sama mempunyai tingkat energi yang bermiripan.

BILANGAN KUANTUM

Bilangan kuantum adalah bilangan yang menyatakan kedudukan (tingkat energi, bentuk, serta orientasi) suatu orbital dalam atom.

Bilangan kuantum ada empat :

1. Bilangan  Kuantum Utama (n)

Bilangan kuantum utama (n) menyatakan tingkat energi utama atau kulit atom

2. Bilangan Kuantum Azimuth (l)

Bilangan kuantum azimuth (l) menyatakan subkulit.

3.    Bilangan Kuantum Magnetik (m)

Bilangan kuantum magnetik (m) menyatakan orbital khusus yang ditempati elektron pada suatu subkulit.

4.         Bilangan Kuantum Spin (s)

                 Bilangan kuantum spin menyatakan ke arah mana elektron beredar

Bentuk-bentuk Orbital :

1. Orbital s

Untitled12

2. Orbiral p

Untitled13

3.    Orbital d dan f

Orbital dengan bilangan azimuth l = 2, yaitu orbital d, mulai terdapat pada kulit ketiga (n = 3). Setiap subkulit d terdiri atas lima orbital sesuai dengan lima harga m untuk l = 2, yaitu m = –2, –1, 0, +1, dan +2. Kelima orbital d itu diberi nama sesuai dengan orientasinya, sebagai y2 – x2 d , dxy, dxz, dyz, dan z d 2 . Kontur dari kelima orbital 3d diberikan pada gambar 1.5 dan 1.9. Walaupun orbital z d 2 mempunyai bentuk yang berbeda dari empat orbital d lainnya, tetapi energi dari kelima orbital itu setara. Orbital f lebih rumit dan lebih sukar untuk dipaparkan, tetapi hal itu tidaklah merupakan masalah penting. Setiap subkulit f terdiri atas 7 orbital, sesuai dengan 7 harga m untuk l = 3.

Untitled14

Untitled15

Untitled16

Setiap kotak menunjuk satu orbital.  Susunan kulit, subkulit, dan orbital dalam suatu atom berelektron banyak disederhanakan seperti pada gambar berikut:

Untitled17

    

BILANGAN KUANTUM

Bilangan kuantum adalah bilangan yang menyatakan kedudukan (tingkat energi, bentuk, serta orientasi) suatu orbital dalam atom.

Bilangan kuantum ada empat :

1. Bilangan  Kuantum Utama (n)

Bilangan kuantum utama (n) menyatakan tingkat energi utama atau kulit atom. Bilangan kuantum utama mempunyai harga mulai dari 1, 2, 3, dan seterusnya (bilangan bulat positif) serta dinyatakan dengan lambang K (n = 1), L (n = 2), dan seterusnya. Orbital-orbital dengan bilangan kuatum

utama berbeda mempunyai tingkat energi yang berbeda secara nyata.

Untitled18

2. Bilangan Kuantum Azimuth (l)

Bilangan kuantum azimuth (l) menyatakan subkulit. Nilai-nilai untuk bilangan kuantum azimuth dikaitkan dengan nilai bilangan kuantum utamanya, yaitu semua bilangan bulat dari 0 sampai (n 1)

Untitled19

Untitled20

3. Bilangan Kuantum Magnetik (m)

Bilangan kuantum magnetik (m) menyatakan orbital khusus yang ditempati elektron pada suatu subkulit. Bilangan kuantum magnetik juga menyatakan orientasi khusus dari orbital itu dalam ruang relatif terhadap inti. Nilai bilangan kuantum magnetik bergantung pada nilai kuantum azimuth, yaitu semua bilangan bulat mulai dari –l sampai dengan +l, termasuk 0.

Untitled20

3. Bilangan Kuantum Magnetik (m)

Bilangan kuantum magnetik (m) menyatakan orbital khusus yang ditempati elektron pada suatu subkulit. Bilangan kuantum magnetik juga menyatakan orientasi khusus dari orbital itu dalam ruang relatif terhadap inti. Nilai bilangan kuantum magnetik bergantung pada nilai kuantum azimuth, yaitu semua bilangan bulat mulai dari –l sampai dengan +l, termasuk 0.

Untitled21

Bagaimana hubungan jumlah kulit, sub kulit dan orbital? Hubungan tersebut dapat dilihat pada tabel 1.5

Untitled22

4. Bilangan Kuantum Spin (s)

                Bilangan kuantum spin menyatakan ke arah mana elektron beredar. Sambil beredar mengintari inti, elektron juga berputar pada sumbunya. Gerak berputar pada sumbu ini disebut rotasi. Hanya ada dua kemungkinan arah rotasi elektron, yaitu searah atau berlawanan arah jarum jam. Kedua arah yang  berbeda itu dinyatakan dengan bilangan kuantum spin (s) yang mempunyai nilai s = + ½  (searah jarum jam)  atau s = -1/2 (berlawanan arah jarum jam)

KONFIGURASI ELEKTRON

 

Suatu cara penulisan yang menunjukkan distribusi elektron dalam orbital-orbital pada kulit utama dan subkulit disebut konfigurasi elektron. Pada penulisan konfigurasi elektron perlu dipertimbangkan tiga aturan (asas), yaitu prinsip Aufbau, asas larangan Pauli, dan kaidah Hund.

1. Prinsip Aufbau

Aufbau berprinsip bahwa pengisian elektron pada orbital dimulai dari tingkat energi terendah ke tingkat energi yang lebih tinggi. Orbital s mempunyai tingkat energi terendah, dan berturut-turut makin tinggi untuk orbital p, d dan f .

Urutan-urutan tingkat energi ditunjukkan pada gambar  berikut.

Untitled23

Jadi, pengisian orbital dimulai dari orbital 1s, 2s, 2p, dan seterusnya. Pada gambar dapat dilihat bahwa subkulit 3d mempunyai energi lebih tinggi daripada subkulit 4s. Oleh karena itu, setelah 3p terisi penuh maka elektron berikutnya akan mengisi subkulit 4s, baru kemudian akan mengisi subkulit 3d.

2. Kaidah Hund

                Menurut kaidah Hund, pengisian elektron pada orbital-orbital yang tingkat energinya sama, elektron tidak berpasangan terlebih dahulu sebelum orbital-orbital lainnya masing-masing terisi satu elektron.

Untitled24

3. Larangan Pauli

Pada tahun 1928, Wolfgang Pauli (1900 – 1958) mengemukakan bahwa tidak ada dua elektron dalam satu atom yang boleh mempunyai keempat bilangan kuantum yang sama. Dua elektron yang mempunyai bilangan kuantum utama, azimuth, dan magnetik yang sama dalam satu orbital, harus mempunyai spin yang berbeda. Kedua elektron tersebut berpasangan.

Setiap orbital mampu menampung maksimum dua elektron. Untuk mengimbangi gaya tolak-menolak di antara elektron-elektron tersebut, dua elektron dalam satu orbital selalu berotasi dalam arah yang berlawanan.

Subkulit s (1 orbital) maksimum 2 elektron

Subkulit p (3 orbital) maksimum 6 elektron

Subkulit d (5 orbital) maksimum 10 elektron

Subkulit f (7 orbital) maksimum 14 elektron

 

Tinggalkan Balasan

Isikan data di bawah atau klik salah satu ikon untuk log in:

Logo WordPress.com

You are commenting using your WordPress.com account. Logout / Ubah )

Gambar Twitter

You are commenting using your Twitter account. Logout / Ubah )

Foto Facebook

You are commenting using your Facebook account. Logout / Ubah )

Foto Google+

You are commenting using your Google+ account. Logout / Ubah )

Connecting to %s