- SMAN 1 Ciruas

Berkelas
BAB 7
Fisika Atom
Standar Kompetensi:
Menganalisis berbagai
besaran
fsis pada
gejala kuantumdan batas-batas berlakunya relativitas
Einstein dalam paradigma fisika modern.
Kompetensi Dasar:
•
Mendeskripsikan perkembangan teori atom.
A. Perkembangan Teori Atom
1. Konsep Atom Demokritus
Konsep atom pertama kali dikemukakan oleh Demokritus (460-370 SM),
seorang ahli filsafat Yunani, yang menyatakan bahwa tiap zat atau
materi dapat dibagi atas bagian-bagian yang lebih kecil, sampai
mencapai bagian yang terkecil yang tidak dapat dibagi lagi. Bagian
terkecil dari zat atau materi yang tidak dapat dibagi, disebut atom.
2. Teori Atom Dalton
Pada tahun 1802 seorang ahli fisika dan kimia berkebangsaan
Inggris bernama John Dalton (1766–1844)
Teorinya, antara lain sebagai berikut.
a. Semua materi tersusun dari partikel-partikel yang sangat
kecil yang tidak dapat dibagi lagi yang disebut atom.
b. Setiap unsur tersusun dari atom-atom yang sama dan tidak
dapat berubah menjadi atom unsur lain.
c. Dua atom atau lebih yang berasal dari unsur-unsur yang
berlainan dapat membentuk suatu molekul. Molekul ini adalah
bagian dari senyawa yang ter kecil.
d. Pada reaksi kimia, atom-atom berpisah, kemudian bergabung lagi
dengan susunan yang berbeda dengan semula, tetapi massa
keseluruhan tetap.
Hipotesa Dalton digambarkan dengan
model atom sebagai bola pejal
seperti bola tolak peluru.
Kelemahan teori Dalton ialah yang
menyatakan bahwa atom tidak dapat
dipecah-pecah lagi. Hal itu ternyata
bertentangan dengan hasil percobaan.
3. Model Atom Thomson
Pada tahun 1897, seorang ahli fisika berkebangsaan Inggris, yang
bernamaJ.J. Thomson (1856–1940), berhasil menemukan bagian
dari atom yang bermuatan negatif, yaitu elektron. Ia menggunakan
tabung sinar katode (CRT/Cathode Ray Tube) dalam penemuannya
tersebut. Dengan ditemukannya elektron yang menjadi bagian dari
atom, pada tahun 1904, Thomson mengemukakan suatu model
atom. Menurut Thomson,
Atom berbentuk bola pejal yang bermuatan listrik negatif
berupa elektron yang tersebar merata di seluruh bagian atom.
Gambar 7.2
(a) J.J. Thomson sedang melakukan eksperimennya
dengan menggunakan tabung sinar katoda dan
(b) tabung sinar katoda serta bagian-bagiannya
Penyebaran elektron pada model atom Thomson diibaratkan
sama dengan kismis yang menyebar pada sebuah roti
Gambar 7.3
(a) Model atom Thomson dan (b) roti kismis
Model atom Thomson dapat diterima oleh para ilmuwan pada
tahun 1897. Akan tetapi, pada tahun 1911, model atom itu
dinyata kan salah oleh Rutherford.
4. Model Atom Rutherford
Pada tahun 1911, Ernest Rutherford (1871-1937), seorang
ilmuwan berkebang saan Inggris melakukan percobaan
membuktikan kebenaran model atom Thomson.
Mereka menembakkan partikel partikel alfa pada lempeng emas
yang sangat tipis setebal 10–2 mm atau kirakira setebal 2.000
atom.
Gambar 7.4
Percobaan hamburan Rutherford
Berdasarkan hasil percobaan tersebut, Rutherford menyusun
model atom sebagai berikut.
a. Atom terdiri atas inti atom yang bermuatan listrik positif yang
mengandung hampir seluruh massa atom.
b. Elektron bermuatan listrik negatif beredar mengelilingi inti pada
lintasan-lintasan tertentu, seperti planet-planet yang beredar
mengelilingi matahari pada susunan tata surya.
c. Atom secara keseluruhan bersifat netral. Jumlah muatan positif
inti sama dengan jumlah muatan elektron-elektronnya.
d. Inti atom dan elektron tarik-menarik, gaya tarik-menarik ini
menimbulkan gaya sen tripetal pada elektron yang menye babkan elektron tetap pada orbitnya.
e. Pada reaksi kimia, inti atom tidak mengalami per ubahan, hanya
elektron-elektron pada lin tas an luar yang saling memengaruhi.
Gambar 7.5
(a) Model atom hidrogen menurut
Rutherford dan (b) gaya tarik antara
inti dan elektron pada atom hidrogen
Gaya tarik-menarik antara inti dan elektron adalah
Gaya sentripetal pada elektron sebesar:
Energi kinetik elektron pada lintasan dengan jari-jari r adalah:
atau
Energi potensial elektron
Energi total elektron sama dengan jumlah energi kinetik dan energi
potensialnya:
Keterangan:
E = energi total elektron (J)
k = konstanta kesebandingan
= (9 × 109 Nm/C2)
e = muatan elementer
= (1,60 × 10–19 C)
r = jari-jari lintasan elektron (m)
Gambar 7.6
Atom oksigen menurut model atom
Rutherford seperti susunan tata
surya
Kelemahan Model Atom Rutherford
1. Karena elektron dalam geraknya mengelilingi inti memancarkan
energi maka energi elektron berkurang, sehingga jari-jari lintasannya
mengecil. Lintasan elektron tidak lagi berupa lingkaran dengan jari-jari
tetap tetapi berupa putaran berpilin yang mendekati inti dan akhirnya
elektron akan jatuh ke inti (perhatikan Gambar 7.7). Padahal, hal itu
tidak pernah terjadi.
2. Apabila jari-jari lintasan elektron semakin kecil maka waktu putarnya
semakin kecil pula. Frekuensi dan panjang gelombang elektromagnetik
yang dipancarkan menjadi bermacam-macam. Hal itu bertentangan
dengan hasil pengamatan spektrum atom hidrogen yang menunjukkan
spektrum garis yang khas atau diskrit untuk atom hidrogen.
Gambar 7.7
Putaran berpilin
Pada tahun 1885, John Jacob Balmer, seorang ilmuwan kebangsaan
Swiss, menemukan suatu spektrum atom hidrogen, sebagai berikut.
Keterangan:
λ = panjang gelombang spektrum cahaya yang dipancarkan atom hidrogen (m)
R = konstanta keseimbangan (konstanta Rydberg = 1,097 × 107 /m)
n = bilangan kuantum utama (lebih besar dari 2, yaitu 3, 4,5, ..)
Gambar 7.8
Posisi garis spektrum seri
Balmer
B. Model Atom Bohr
Pada tahun, 1913, Niels Bohr (1885-1962), fisikawan berkebangsaan
Swedia, menggabungkan teori kuantum Planck dan teori atom dari
Ernest Rutherford yang dikemukakan pada tahun 1911. Model atom
Bohr dinyatakan dengan dua postulat, sebagai berikut:
1. Elektron tidak dapat bergerak
mengelilingi inti melalui
sembarang lintasan, tetapi hanya
dapat melalui lintasan-lintasan
tertentu saja tanpa membebaskan
energi. Lintasan itu disebut
lintasan stasioner.
Pada lintasan stasioner itu, elektron
memiliki momentum sudut yang
besarnya merupakan kelipatan
integral dari h/2π, dinyatakan:
Gambar 7.9
Lintasan stasioner tersebut
dinamakan kulit atom, dengan
lintasan inti di sudut kulit K,
selanjutnya L, lalu M
Keterangan:
m = massa elektron (kg)
v = kecepatan linier elektron (m/s)
r = jari-jari lintasan elektron (m)
n = bilangan kuantum utama
h = konstanta Planck = 6,63 × 10–34 Js
2.
Oleh karena suatu sebab, elektron dapat berpindah darisatu
lintasan ke lintasan yang lain dengan memancarkan atau
menyerap energi foton. Sesuai dengan teori kuantum
Planck, energi foton yang dipancarkan atau diserap saat
terjadi perpindahan lintasan, selisih energi elektron
sebanding dengan frekuensinya dan dinya takan dengan
persamaan:
EA – EB = hf
Keterangan:
EA = energi elektron pada lintasan dengan bilangan kuantum A (J)
EB = energi elektron pada lintasan dengan bilangan kuantum B (J)
f = frekuensi yang dipancarkan atau diserap (Hz)
Gambar 7.10
Proses (a) terjadinya
pemancaran energi foton dari
sebuah elektron
dan (b) terjadinya penyerapan
energi foton oleh elektron
Jika EA – EB berharga (–) negatif, elektron menyerap energi dan jika
EA – EB berharga (+) positif, elektron memancarkan energi. Dengan
demikian, dapat disimpulkan bahwa:
apabila elektron pindah dari lintasan dengan bilangan kuantum utama
besar ke lintasan dengan bilangan kuantum utama kecil, elektron
memancarkan energi, jika sebaliknya, elektron menyerap energi.
1. Jari-Jari Lintasan Elektron
Dengan memasukkan nilai:
h = 6,63 × 10–34 Js;
k = 9 × 109 Nm2/C2;
m = 9,1 × 10–31 kg;
e = 1,6 × 10–19 C;
π= 3,14 Js
r1 = (0,53 × 10–10) meter
= 0,53 Å
rn = n 2 r1
Perbandingan jari-jari lintasan elektron pada bilangan kuantum
tertentu adalah
2. Energi Elektron di Lintasan Stasioner
Keterangan:
ε0 = konstanta permitivitas
(8,85 × 10–12 C2/Nm2)
3. Eksitasi Elektron
Gambar 7.11
Eksitasi elektron
R = 1,097 × 107 /m
Apabila elektron menyerap energi foton dari luar cukup besar maka
elektron tersebut dapat tereksitasi sampai ke lintasan dengan bilangan
kuantum utama n = ∞. Eksitasi elektron ke n = ∞ disebut ionisasi dan
energi yang diserap disebut energi ionisasi.
4. Garis-Garis Spektrum Atom Hidrogen
Gambar 7.13
Loncatan elektron yang
menimbulkan spektrum
hidrogen
a. Deret Lyman
Deret Lyman merupakan spektrum gelombang elektromagnetik akibat
perpin dahan elektron dari lintasan dengan bilangan kuan tum lebih besar
daripada satu (n > 1) ke lintasan dengan bilangan kuantum satu (n = 1).
Saat elektron berpindah lintasan terpancar cahaya ultraviolet, sehingga deret
Lyman disebut juga deret ultraviolet.
b. Deret Balmer
Deret Balmer merupakan spektrum akibat perpindahan elektron dari
lintasan dengan bilangan kuantum lebih besar daripada dua (n > 2) ke
lintasan dengan bilangan kuantum dua (n = 2). terpancar spektrum cahaya tampak
pada n = 3, terpancar sinar merah (Hα),
pada n = 4, terpancar sinar biru (Hβ),
pada n = 5, terpancar sinar ungu (Hγ), dan
pada n = 6, terpancar sinar ultraungu (Hδ).
c. Deret Paschen
Perpindahan elektron dari lintasan dengan bilangan kuantum lebih besar
daripada tiga (n > 3) ke lintasan dengan bilangan kuantum tiga (n = 3).
Pada perpindahan itu, elektron memancarkan sinar inframerah, sehingga
deret Paschen disebut juga deret inframerah I
d. Deret Bracket
Perpin dahan elektron dari lintasan dengan bilangan kuantum lebih besar
daripada empat (n > 4) ke lintasan dengan bilangan kuantum empat (n =4).
Pada perpindahan itu terpancar sinar inframerah, sehingga deret Bracket
disebut juga deret inframerah II.
e. Deret Pfund
Pada perpindahan ini terpancar sinar inframerah, sehingga deret
Bracket disebut juga deret inframerah III.
C. Efek Zeeman
Dalam medan magnetik, energi keadaan suatu atom tidak hanya
bergantung pada bilangan kuantum n, tetapi juga bergantung
pada medan magnetik dalam ruang tempat atom tersebut berada.
Pada keadaan ini, energi keadaan pada tiap bilangan kuantum n
terbagi menjadi beberapa subkeadaan yang ditandai dengan
bilangan kuantum magnetik ml. Besarnya energi pada subkeadaan
tersebut bisa sedikit lebih besar atau sedikit lebih kecil dari pada
keadaan atom tanpa pengaruh medan magnet. Perhatikan
Gambar 7.14!
Gambar 7.14
Spektrum energi atom pada
bilangan kuantum n = 2, (a) tanpa
pengaruh medan magnetik dan
(b) dalam pengaruh medan
magnerik
Pengaruh medan magnetik itu menyebabkan "terpecahnya"
garis spektrum individual menjadi garis-garis terpisah dengan
jarak antara garis bergantung dari besar medan itu.
Terpecahnya garis spektrum oleh medan magnetik disebut
efek Zeeman; nama ini diambil dari nama seorang fisikawan
Belanda Zeeman yang mengamati efek itu pada tahun 1896.
D. Atom Berelektron Banyak
1. Bilangan Kuantum
Berdasarkan teori mekanika kuantum, untuk
menentukan keadaan stasioner
suatu elektron, diperlukan empat bilangan kuantum,
yaitu:
a. bilangan kuantum utama, berlambang n;
b. bilangan kuantum orbital, berlambang l;
c. bilangan kuantum magnetik, berlambang ml;
d. bilangan kuantum spin, berlambang ms
a. Bilangan Kuantum Utama
Bilangan kuantum utama menyatakan kulit utama lintasan
elektron yang menentukan energi total elektron. Nilai n bilangan
kuantum utama ialah dari 1 sampai 7 atau kulit utama K sampai
Q.
Energi total elektron adalah konstan,
Keterangan:
En = energi total elektron (eV)
Z = nomor atom
n = bilangan kuantum utama
b. Bilangan Kuantum Orbital
Bilangan kuantum orbital dilambangkan dengan l, menentukan besar
momentum sudut elektron terhadap inti.
Nilai bilangan kuantum orbital l yaitu dari 0 sampai dengan
(n–1).
l = 0, 1, 2,..., (n–1)
Lambang yang dipakai berasal dari klasifikasi empiris spektrum, yaitu
deret sharp (tajam), principal (utama), diffuse (kabur), dan fundamental
(pokok), yang terjadi sebelum teori atom dikembangkan.
c. Bilangan Kuantum Magnetik
Bilangan kuantum magnetik dilambangkan ml, dan digunakan untuk
menentukan arah momentum sudut dan menentukan jumlah subkulit.
Nilai bilangan kuantum magnetik ml adalah bilangan bulat, mulai dari
–1, melalui 0, sampai +1, dapat dituliskan:
ml = 0, ±1, ±2, ±3, ....±l
d. Bilangan Kuantum Spin
Elektron selain mengorbit mengelilingi inti juga melakukan gerak
rotasi atau disebut dengan gerak spin.
Pertama, arah spin elektron searah dengan arah medan
magnetik dari luar. Kedua, arah spin elektron berlawanan
dengan arah medan magnetik dari luar. Keadaan elektron
semacam itu dinyatakan dengan bilangan kuantum spin
yang disimbolkan dengan ms, harganya – ½ dan + ½. Harga
ms = – ½ menyatakan spin elektron dan medan magnetik
dari luar arahnya sama. Harga ms = + ½ menyatakan spin
elektron dan medan magnetik dari luar arahnya
berlawanan.
2. Asas Pauli
Prinsip larangan Pauli,
Tidak ada elektron dalam suatu atom yang mempunyai keempat
bilangan uantum yang sama.
3. Konfigurasi Elektron
Pengisian atau penyebaran elektron pada kulit-kulit atom
disebut konfigurasi elektron
Pengisian elektron dimulai dari tingkat energi terendah ke tingkat
energiyang paling tinggi. Orbital s mempunyai tingkat energi terendah
dan berturut-turut makin tinggi untuk orbital p, d, dan f.
Subkulit s, p, d, dan f masing-masing ditempati maksimum oleh 2, 6,
10, dan14 elektron. Pengisian subkulit yang berlaku untuk sebagian
besar atom ditunjukkan pada Gambar 7.15. Gambar 7.15 juga
menunjukkan energienergi relatif dari berbagai atom. Tampak bahwa
tingkat-tingkat energi tertentu berkelompok, dan antarkelompok
terpisah oleh celah energi yang cukup besar. Kelompok-kelompok
tersebut adalah (1s), (2s), (2p), (3s, 3p), (4s, 3d, 4p), dan seterusnya.
Gambar 7.15
Kelompok dan tingkat
energi elektron