materi sejarah dan stuktur atom doc
advertisement
SEJARAH PERKEMBANGAN ATOM DAN SRUKTUR ATOM A. Teori Atom Demokritus Democritus mengembangkan teori Leucippus dengan mendeduksi Cosmogony, suatu metode terbentuknya semesta, dengan berpikir bahwa semua materi terdiri dari atom, dan atom memiliki densitas yang berbeda-beda. Atom-atom akan bergabung membentuk suatu pusaran atom. Materi yang lebih berat, karena pengaruh gravitasi akan mengumpul di pusat dan membentuk bumi dan yang lebih ringan akan terlempar pada bagian luar pusaran, meningkatkan kecepatan revolusi, kemudian membentuk heavenly bodies. Teori ini jelas salah karena memandang bumi sebagai pusat (geosentris), tetapi satu hal penting dari Leucippus dan Democtritus adalah adanya ruang kosong (void), sesuatu yang kemudian akan dibuktikan oleh Ernest Rutherford. Walaupun konsep ruang kosong keduanya sangat berbeda. Leucippus dan Democritus mengatakan ruang kosong harus ada di antara atom-atom, sedangkan ruang kosong menurut Rutherford berada dalam atom. Jika dirangkum, maka pandangan Leucippus dan Democritus tentang atom adalah sebagai berikut: a. Pertama, semua materi tersusun atas atom-atom, yang terlalu kecil untuk dapat dilihat. Atom-atom ini tidak dapat dibagi lagi menjadi bagian yang lebih kecil. Alasan Democritus menyatakan bahwa bagian terkecil dari materi adalah atom yang tidak dapat dibagi lagi karena jika pembagian dapat berlangsung terusmenerus, maka materi yang telah terpisah-pisah tidak dapat disusun kembali, dan kenyataannya tidak demikian. Suatu proses dapat bersifat reversibel. b. Kedua, Terdapat ruang-ruang kosong di antara atom-atom. Karena adanya ruang kosong ini menyebabkan atom-atom dapat bergerak. Bergeraknya atom-atom inilah yang menyebabkan dapat terjadinya perubahan materi dan sifat-sifat materi. Jika tidak ada ruang kosong (vacuum) maka atom-atom tidak dapat bergerak, dan tidak akan terjadi perubahan materi. c. Ketiga, atom berwujud padat, dan didalamnya sama sekali tidak terdapat ruang kosong. d. Keempat, Atom-atom bersifat homogen dan tidak mempunyai struktur internal. Pandangan ini baru terbantahkan pada saat J.J. Thomson menemukan elektron. e. Kelima, atom-atom memiliki ukuran, bentuk, dan berat yang berbeda-beda. Konsep atom ini kalah populer dengan konsep kontinuitas materi yang dikemukakan oleh Aristoteles. Menurut Aristoteles, atom hanyalah sebuah khayalan semata-mata, unsur sebagai penyusun materi haruslah bisa dinalar oleh indra manusia. Karena itu Aristoteles menyatakan ada empat unsur penyusun materi yaitu air, tanah, udara, dan api yang tersusun atas empat kualitas yang berlawanan: panas – dingin dan basah – kering. Bahkan kemudian gereja katolik menguatkan pandangan Aristoteles dan menyamakan ide atomistik sebagai Godlessness. B. Teori Atom John Dalton 1. Pendahuluan Pada tahun 1808, John Dalton yang merupakan seorang guru di Inggris, melakukan perenungan tentang atom. Hasil perenungan Dalton menyempurnakan teori atom Democritus. Bayangan Dalton dan Democritus adalah bahwa atom berbentuk pejal. 2. Teori atom John Dalton : a. Materi terdiri dari partikel kecil disebut ATOM. b. Atom tidak bisa dihancurkan. Pada reaksi kimia, atom ditata ulang tetapi tidak dipecah. c. Atom suatu unsur mempunyai yang sama dalam segala hal (ukuran, bentuk dan massa) d. Atom yang berbeda memiliki massa dan sifat yang berbeda e. Atom suatu unsur dapat bergabung dengan atom unsur lainnya membentuk senyawa dengan perbandingan bilangan bulat dan sederhana. 3. Kelemahan Teori atom John Dalton a. Dalton menyatakan bahwa atom tidak dapat dibagi lagi. Kini telah dibuktikan bahwa atom terbentuk dari paetikel dasar (yang lebih kecil dari atom), yakni neutron, proton dan elektron. b. Menurut Dalton, atom tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan. Ternyata dengan reaksi nuklir suatu atom dapat diubah menjadi unsur lain. c. Dalton menyatakan bahwa atom suatu unsur sama dalam segala hal. Hal ini keliru karena adanya isotop, yaitu unsur yang sama tetapi massanya berbeda. d. Perbandingan unsur dalam satu senyawa menurut Dalton adalah bilangan bulat dan sederhana. Tetapi kini semakin banyak ditemukan senyawa perbandinagn yang tidak sederhana, misalnya C18H35O2Na. e. Teori ini gagal untuk menjelaskan keberadaan alotrop. Perbedaan sifat arang, grafit, berlian tidak dapat dijelaskan karena ketiganya terdiri dari atom yang sama yaitu karbon. Kelemahan-kelemahan tersebut dapat dijelaskan setelah ditemukan beberapa partikel penyusun atom, seperti elektron ditemukan oleh Joseph John Thomson tahun 1900, penemuan partikel proton oleh Goldstein tahun 1886. 4. Kelebihan teori atom Dalton a. Dapat menerangkan Hukum Kekekalan Massa (Hukum Lavoisier) b. Dapat menerangkan Hukum Perbandingan Tetap (Hukum Proust) C. Teori Atom J.J. Thomson 1. Pendahuluan Pada percobaan Goldstein timbul pertanyaan dari mana asal dan bagaimana caranya terbentuk sinar positif. Thomsom menduga sinar itu dari atom gas dalam tabung. Percobaan telah menujukkan bahwa atom mengandung electron. Jika atom kehilangan electron yang bermuatan negative tentu yang tinggal bermuatan positif. Jumlah muatan positif yang tinggal tentu sama dengan jumlah muatan electron yang keluar, karena pada mulanya atom itu netral. Electron sangat ringan sehingga dapat meninggalkan atom jika diberikan energi, misalnya diberi tegangan listrik seperti pada tabung Crookes. Oleh karena itu diduga electron berbeda dibagian luar atom. Berdasarkan penalaran seperti itu akhirnya Thomson (tahun 1898) merumuskan teori yang disebut teori atom Thomson. 2. Eksperiment Percobaan dengan tabung lucutan (discharged tube) Tabung lucutan adalah adalah tabung gelas yang dilengkapi dengan dua plat logam di kedua ujungnya yang berfungsi sebagai elektroda. Melalui kran udara di samping, udara dalam tabung dapat dipompa keluar dengan pompa vakum sehigga ketika tekanan dalam tabung mencapai 0.001 mm Hg dan diantara kedua elektroda dipasang tegangan tinggi, emisi cahaya akan berhenti. Tetapi masih dapat diamati fenomena fluorisensi yang terlihat di dinding tabung lucutan yang berseberangan dengan katoda sebagai cahaya berpendar hijau. Fenomena itu sekarang dijelaskan bahwa berkas sinar tak tampak yang terbentuk dikatoda menghantam kaca tabung sehigga mengemisikan cahaya hijau karena berkas sinar itu terbentuk di katoda, maka sinar itu disebut sinar katoda. Sifat sinar katoda 1. Sinar katoda merambat lurus Percobaan ini membuktikan bahwa Sinar katoda bergerak lurus. Bila benda tak tembus pandang berkas sinar katoda diletakkan melintasi jalur berkas sinar katoda, maka akan merambat lurus teramati bayangan objek tersebut berseberangan dengan katoda. 2. Sinar katoda menunjukkan efek mekanik Eksperimen ini menunjukkan bahwa sinar katoda adalah berkas partikel yang meiliki massa dan energi kinetik. Bila pada jalur sinar katoda ditempatkan baling-baling yang ringan, baling-baling tersebut akan berputar. 3. Sinar katoda dibelokkan oleh medan listrik dan magnet. Percobaan ini menunjukkan bahwa sinar katoda tersusun dari partikel Bila medan listrik diaplikasikan pada jalur sinar katoda, maka bermuatan negatif. berkas sinar tersebut akan berbelok kearah kutub bermuatan positif dari medan listrik. 4. Sifat sinar katoda tidak bergantung Logam apapun yang digunakan sebagai katoda, berkas sinar katoda yang dihasilkan sama. pada material katoda. 5. e/m partikel Perbandingan massa dan muatan (e/m) partikel sinar katoda yang penyusun sinar diperoleh dengan memvariasikan gas yang mengisi tabung sinar katoda sama katoda tepat sama. Kesimpulan Sinar katoda tersusun dari partikel-partikel yang bermuatan listrik, energetic (memiliki energi kinetik). Partikel ini adalah penyusun (building block) materi dan partikel dasar (fundamental particle). Partikel ini adalah electron yang diperkenalkan oleh Stoney. 3. Teori Atom J.J. Thomson a. Atom bukan sebagai partikel terkecil dari suatu benda. b. Atom berbentuk bola pejal,dimana terdapat muatan listrik positif dan negatif. yang tersebar merata di seluruh bagian seperti roti kismis. c. Pada atom netral jumlah muatan listrik negatif sama dengan jumlah muatan listrik positif. d. Masa elektron jauh lebih kecil dibandingkan dengan masa atom. 4. Kelemahan Teori Atom J.J. Thomson a. Tidak dapat menjelaskan kedudukan elektron dalam atom. b. Tidak dapat menjelaskan fenomena elektron lepas jika diberi energi seperti tegangan listrik. D. Teori Atom Rutherford 1. Pendahuluan Rutherford bersama dua orang muridnya (Hans Geigerdan Erners Masreden) melakukan percobaan yang dikenal dengan hamburan sinar alfa (λ) 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. Dari pengamatan, didapatkan fakta bahwa apabila 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 gejala-gejala yang terjadi, diperoleh beberapa kesmipulan beberapa berikut: a. Atom bukan merupakan bola pejal, karena hampir semua partikel alfa diteruskan. b. Jika lempeng emas tersebut dianggap sebagai satu lapisana tom-atom emas, maka didalam atom emas terdapat partikel yang sangat kecil yang bermuatan positif. c. Partikel tersebut merupakan partikel yang menyusun suatu inti atom, berdasarkan fakta bahwa 1 dari 20.000 partikel alfa akan dibelokkan. Bila perbandingan 1:20.000 merupakan perbandingan diameter, maka didapatkan ukuran inti atom kira-kira 10.000 lebih kecil daripada ukuran atom keseluruhan. 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. 2. Eksperiment Hasil pengamatan menujukkan bahwa sinar alfa yang ditembakkan itu ada yang menembus, membelok dan memantul. Sinar yang tembus merupakan bagain terbesar, sedangkan yang membelok sedikit, dan yang memantul sedikit sekali. Gejala ini ditunjukkan oleh Rutherford, bahwa partikel alfa yang tembus disebabkan oleh atom yang mengandung banyak ruang hampa. Dipusat atom terdapat sebuah partikel bermuatan positif yang disebut inti. Sinar alfa akan membelok bila mendekati inti karena saling tolak menolak. Kejadian ini sedikit jumlahnya, karena ukuran inti atom yang sangat kecil dibandingkan ukuran ruang hampanya. Jika partikel alfa angka yang menabrak inti, maka alfa akan memantul walaupun tidak 180o. Tumbukan langsung ini sangat kecil kemungkinannya, maka jumlah alfa yang memantul kecil sekali. Diluar inti tidak hanya kosong, tetapi terdapat electron yang berputar mengelilinginya. Elektron tidak mempengaruhi arah sinar alfa karena electron amat kecil dan ringan. Dengan penalaran diatas, Rutherford merumuskan teori yang disebut teori atom Rutherford. 3. Teori Atom Rutherford a. Atom terdiri atas inti atom yang bermuatan listrik positif, dimana masa atom hampir seluruhnya berada pada inti atom. b. Muatan listrik negatif ( elektron ) terletak sangat jauh dari inti. c. Untuk menjaga kestabilan jarak muatan listrik negatif terhadap inti, maka muatan listrik negatif senantiasa bergerak mengelilingi inti. 4. Kelemahan Teori Atom Rutherford a. Teori atom Rutherford ini belum mampu menjelaskan dimana letak elektron dan cara rotasinya terhadap ini atom. b. Elektron memancarkan energi ketika bergerak, sehingga energi atom menjadi tidak stabil. c. Tidak dapat menjelaskan spektrum garis pada atom hidrogen (H). d. Tidak dapat menjelaskan mengapa elektron tidak jatuh ke dalam inti atom. Berdasarkan teori fisika, gerakan elektron mengelilingi inti ini disertai pemancaran energi sehingga lama-kelamaan energi elektron akan berkurang dan makin lama akan mendekati inti dan jatuh ke dalam inti. d. Teori Atom Bohr 1. Pendahuluan Di awal abad ke-20, percobaan oleh Ernest Rutherford telah dapat menunjukkan bahwa atom terdiri dari sebentuk awan difus elektron bermuatan negatif mengelilingi inti yang kecil, padat, dan bermuatan positif. Namun demikian, model sistem keplanetan untuk atom menemui beberapa kesulitan. Sebagai contoh, hukum mekanika klasik (Newtonian) memprediksi bahwa elektron akan melepas radiasi elektromagnetik ketika sedang mengorbit inti. Karena dalam pelepasan tersebut elektron kehilangan energi, maka lama-kelamaan akan jatuh secara spiral menuju ke inti. Ketika ini terjadi, frekuensi radiasi elektromagnetik yang dipancarkan akan berubah. Namun percobaan pada akhir abad 19 menunjukkan bahwa loncatan bunga api listrik yang dilalukan dalam suatu gas bertekanan rendah di dalam sebuah tabung hampa akan membuat atom atom gas memancarkan cahaya (yang berarti radiasi elektromagnetik) dalam frekuensi-frekuensi tetap yang diskret. Pada tahun 1913, Niels Bohr, fisikawan berkebangsaan Swedia, mengikuti jejak Einstein menerapkan teori kuantum untuk menerangkan hasil studinya mengenai spektrum atom hidrogen. Bohr mengemukakan teori baru mengenai struktur dan sifatsifat atom. Teori atom Bohr ini pada prinsipnya menggabungkan teori kuantum Planck dan teori atom dari Ernest Rutherford yang dikemukakan pada tahun 1911. Bohr mengemukakan bahwa apabila elektron dalam orbit atom menyerap suatu kuantum energi, elektron akan meloncat keluar menuju orbit yang lebih tinggi. Sebaliknya, jika elektron itu memancarkan suatu kuantum energi, elektron akan jatuh ke orbit yang lebih dekat dengan inti atom. 2. Gagasan Kunci Model atom Bohr Dua gagasan kunci adalah: a. Elektron-elektron bergerak di dalam orbit-orbit dan memiliki momentum yang terkuantisasi, dan dengan demikian energi yang terkuantisasi. Ini berarti tidak setiap orbit, melainkan hanya beberapa orbit spesifik yang dimungkinkan ada yang berada pada jarak yang spesifik dari inti. b. Elektron-elektron tidak akan kehilangan energi secara perlahan-lahan sebagaimana mereka bergerak di dalam orbit, melainkan akan tetap stabil di dalam sebuah orbit yang tidak meluruh. 3. Postulat Dasar Model Atom Bohr Ada empat postulat yang digunakan untuk menutupi kelemahan model atom Rutherford, antara lain : a. Atom Hidrogen terdiri dari sebuah elektron yang bergerak dalam suatu lintas edar berbentuk lingkaran mengelilingi inti atom; gerak elektron tersebut dipengaruhi oleh gaya coulomb sesuai dengan kaidah mekanika klasik. b. Lintas edar elektron dalam hydrogen yang mantap hanyalah memiliki harga momentum angular L yang merupakan kelipatan dari tetapan Planck dibagi dengan 2π. dimana n = 1,2,3,… dan disebut sebagai bilangan kuantum utama, dan h adalah konstanta Planck. c. Dalam lintas edar yang mantap elektron yang mengelilingi inti atom tidak memancarkan energi elektromagnetik, dalam hal ini energi totalnya E tidak berubah. d. Jika suatu atom melakukan transisi dari keadaan energi tinggi EU ke keadaan energi lebih rendah EI, sebuah foton dengan energi hυ=EU-EI diemisikan. Jika sebuah foton diserap, atom tersebut akan bertransisi ke keadaan energi rendah ke keadaan energi tinggi. 4. Teori Atom Bohr ”Bohr menyatakan bahwa elektron-elektron hanya menempati orbit-orbit tertentu disekitar inti atom, yang masing-masing terkait sejumlah energi kelipatan dari suatu nilai kuantum dasar. (John Gribbin, 2002)”. Model Bohr dari atom hidrogen menggambarkan elektron-elektron bermuatan negatif mengorbit pada kulit atom dalam lintasan tertentu mengelilingi inti atom yang bermuatan positif. Ketika elektron meloncat dari satu orbit ke orbit lainnya selalu disertai dengan pemancaran atau penyerapan sejumlah energi elektromagnetik hf. Menurut Bohr : ” Ada aturan fisika kuantum yang hanya mengizinkan sejumlah tertentu elektron dalam tiap orbit. Hanya ada ruang untuk dua elektron dalam orbit terdekat dari inti. (John Gribbin, 2005)” Gambar 1. Model Atom Bohr Model ini adalah pengembangan dari model puding prem (1904), model Saturnian (1904), dan model Rutherford (1911).Kunci sukses model ini adalah dalam menjelaskan formula Rydberg mengenai garis-garis emisi spektral atom hidrogen, walaupun formula Rydberg sudah dikenal secara eksperimental, tetapi tidak pernah mendapatkan landasan teoritis sebelum model Bohr diperkenalkan. Tidak hanya karena model Bohr menjelaskan alasan untuk struktur formula Rydberg, ia juga memberikan justifikasi hasil empirisnya dalam hal suku-suku konstanta fisika fundamental. Keterangan Gambar 2. Model Bohr untuk atom hydrogen a. Lintasan yang diizinkan untuk elektron dinomori n = 1, n = 2, n =3 dst. Bilangan ini dinamakan bilangan kuantum, huruf K, L, M, N juga digunakan untuk menamakan lintasan b. Jari-jari orbit diungkapkan dengan 12, 22, 32, 42, …n2. Untuk orbit tertentu dengan jari-jari minimum a0 = 0,53 Å a0 40 2 me2 c. Jika elektron tertarik ke inti dan dimiliki oleh orbit n, energi dipancarkan dan energi elektron menjadi lebih rendah sebesar En B , n2 B : konstanta numerik dengan nilai 2,179 x 10-18 J 13.6eV Gambar 3. Tingkat-tingkat energi atom Hydrogen 5. Tingkatan energi elektron dalam atom hidrogen Model Bohr hanya akurat untuk sistem satu elektron seperti atom hidrogen atau helium yang terionisasi satu kali. Penurunan rumusan tingkat-tingkat energi atom hidrogen menggunakan model Bohr. Penurunan rumus didasarkan pada tiga asumsi sederhana: 1) Energi sebuah elektron dalam orbit adalah penjumlahan energi kinetik dan energi potensialnya: dengan k = 1 / (4πε0), dan qe adalah muatan elektron. 2) Momentum sudut elektron hanya boleh memiliki harga diskret tertentu: dengan n = 1,2,3,… dan disebut bilangan kuantum utama, h adalah konstanta Planck, dan . 3) Elektron berada dalam orbit diatur oleh gaya coulomb. Ini berarti gaya coulomb sama dengan gaya sentripetal: Dengan mengalikan ke-2 sisi persamaan (3) dengan r didapatkan: Suku di sisi kiri menyatakan energi potensial, sehingga persamaan untuk energi menjadi: Dengan menyelesaikan persamaan (2) untuk r, didapatkan harga jari-jari yang diperkenankan: Dengan memasukkan persamaan (6) ke persamaan (4), maka diperoleh: Dengan membagi kedua sisi persamaan (7) dengan mev didapatkan Dengan memasukkan harga v pada persamaan energi (persamaan (5)), dan kemudian mensubstitusikan harga untuk k dan , maka energi pada tingkatan orbit yang berbeda dari atom hidrogen dapat ditentukan sebagai berikut: Dengan memasukkan harga semua konstanta, didapatkan, Dengan demikian, tingkat energi terendah untuk atom hidrogen (n = 1) adalah 13.6 eV. Tingkat energi berikutnya (n = 2) adalah -3.4 eV. Tingkat energi ketiga (n = 3) adalah -1.51 eV, dan seterusnya. Harga-harga energi ini adalah negatif, yang menyatakan bahwa elektron berada dalam keadaan terikat dengan proton. Harga energi yang positif berhubungan dengan atom yang berada dalam keadaan terionisasi yaitu ketika elektron tidak lagi terikat, tetapi dalam keadaan tersebar. Dengan teori kuantum, Bohr juga menemukan rumus matematika yang dapat dipergunakan untuk menghitung panjang gelombang dari semua garis yang muncul dalam spektrum atom hidrogen. Nilai hasil perhitungan ternyata sangat cocok dengan yang diperoleh dari percobaan langsung. Namun untuk unsur yang lebih rumit dari hidrogen, teori Bohr ini ternyata tidak cocok dalam meramalkan panjang gelombang garis spektrum. Meskipun demikian, teori ini diakui sebagai langkah maju dalam menjelaskan fenomena-fenomena fisika yang terjadi dalam tingkatan atomik. Teori kuantum dari Planck diakui kebenarannya karena dapat dipakai untuk menjelaskan berbagai fenomena fisika yang saat itu tidak bisa diterangkan dengan teori klasik. 6. Kelebihan dan Kelemahan Teori Atom Bohr a. Kelebihan Teori Atom Bohr 1) Keberhasilan teori Bohr terletak pada kemampuannya untuk meeramalkan garis-garis dalam spektrum atom hidrogen 2) Salah satu penemuan adalah sekumpulan garis halus, terutama jika atomatom yang dieksitasikan diletakkan pada medan magnet b. Kelemahan Teori Atom Bohr 1) Struktur garis halus ini dijelaskan melalui modifikasi teori Bohr tetapi teori ini tidak berhasil memberikan spektrum selain atom hydrogen. 2) Belum mampu menjelaskan adanya stuktur halus (fine structure) pada spectrum, yaitu 2 atau lebih garis yang sangat berdekatan. 3) Belum dapat menerangkan spektrum atom kompleks. 4) Belum dapat menerangkan intensitas relatif dari tiap garis spektrum emisi. 5) Efek Zeeman, yaitu terpecahnya garis spektrum bila atom berada dalam medan magnet. E. Teori Atom Mekanika Gelombang 1. Hipotesis De Broglie Berdasarkan peristiwa efek fotolistrik dari Einstein, yang kemudian didukung denganpercobaan yang dilakukan oleh Compton telah membuktikan tentang dualisme (sifat kembar) cahaya, yaitu cahaya bisa berkelakuan sebagai gelombang, tetapi cahaya juga dapat bersifat partikel. Pada tahun 1924 Louise de Broglie mengemukakan pendapatnya bahwa : cahaya dapat berkelakuan seperti partikel, maka partikel pun seperti halnya electron dapat berkelakuan seperti gelombang Gambar 4.1 Skema Percobaan Louise de Broglie Sebuah foton dengan frekuensi f memiliki energi sebesar hf dan memiliki momentum p = , karena c = f λ, maka momentum foton dapat dinyatakan p = hf/c sehingga panjanggelombang foton dapat dinyatakan λ = h/p. Untuk benda yang bermassa m bergerak dengan kecepatan memiliki momentum linier sebesar mv maka panjang gelombang de Broglie dari benda itu dinyatakan dengan persamaan 2. Hubungan Ketidakpastian Heissenberg Pada tahun 1927, Werner Heisenberg menyatakan prinsip ketidaktentuan. Menurutnya, suatu partikel yang bergerak mempunyai posisi dan momentum tertentu pada setiap saat. Kedua hal itu dapat diukur dengan menabrakan partikel lain kepadanya. Tabrakan itu akan mengubah memontum dan posisi partikel yang diukur. Akibatnya hasil pengukuran menjadi tidak tepat dan mempunyai kesalahan terntu. Heisenberg menyatakan bahwa kesalahan itu adalah: adalah kesalahan momentum dan kesalahan posisi dan perkaliannya setara dengan h. Berarti, jika kesalahan momentum diperkecil menjadi besar dan sebaliknya, jika kesalahan posisi diperkecil maka maka kesalaham momentum menjadi besar. Hal ini bukanlah kesalahan pengukuran atau kekurangtelitian alat, melainkan merupakan ketidakberdayaan manusia untuk mengetahui sesuatu dengan pasti. Demikian juga elektron di sekitar inti, posisi dan momentumnya tidak dapat ditentukan dengan pasti, karena selalu bergerak. Akibatnya, kita tidak mungkin mengetahui lintas elektron, seperti kemukan teori Bohr. Yang dapat ditentukan hnaya orbital. Orbital adalah daerah keboleh jadian kebolehan terbesar menemukan elektron. Tiap titik menujukkan kemungkinan elektron berada didaerah itu. orbital bukanlah bidang melainkan ruang, dan kira-kira seperti lapisan-lapisan umbi bawang. Gambar Orbital, daerah kebolehjadian ditemukan elektron. C. Persamaan Gelombang Schrodinger’s Hipotesis Louis de Broglie dan azas ketidakpastian dari Heisenberg merupakan dasar dari model Mekanika Kuantum (Gelombang) yang dikemukakan oleh Erwin Schrodinger pada tahun1927, yang mengajukan konsep orbital untuk menyatakan kedudukan elektron dalam atom. Orbital menyatakan suatu daerah dimana elektron paling mungkin (peluang terbesar) untuk ditemukan. Schrodinger sependapat dengan Heisenberg bahwa kedudukan elektron dalam atom tidak dapat ditentukan secara pasti, namun yang dapat ditentukan adalah kebolehjadian menemukan elektron pada suatu titik pada jarak tertentu dari intinya. Ruangan yang memiliki kebolehjadian terbesar ditemukannya elektron disebut Orbital. Model atom Schrodinger terbukti lebih tepat dan berdasarkan model ini, para ahli fisika tidak lagi mencoba untuk menemukan lintasan elektron dan posisinya dalam sebuah atom, akan tetapi mereka menggunakan persamaan yang menggambarkan gelombang elektron tersebut untuk menemukan daerah dimana elektron paling mungkin ditemukan. Dalam mekanika kuantum, model orbital atom digambarkan menyerupai “awan”. Beberapa orbital bergabung membentuk kelompok yang disebut Subkulit. Persamaan gelombang ( Ψ= psi) dari Erwin Schrodinger menghasilkan tiga bilangan gelombang (bilangan kuantum) untuk menyatakan kedudukan (tingkat energi, bentuk, serta orientasi) suatu orbital, yaitu: bilangan kuantum utama (n), bilangan kuantum azimut (l) dan bilangan kuantum magnetik (m). a. Bilangan Kuantum Utama (n) Bilangan kuantum utama menentukan besarnya tingkat energi suatu elektron yang mencirikan ukuran orbital. Bilangan kuantum utama ini pernah diusulkan oleh Niels Bohr dan hanya disebut dengan bilangan kuantum saja. Bilangan kuantum utama (n) dapat berharga 1, 2, 3, ….. dan seterusnya sampai tak terhingga. Selain itu harga n biasanya disesuaikan dengan tingkat energi dan kulit-kulit elektron seperti pada teori atom Bohr. Contoh : n = 1 elektron berada pada kulit K, n = 2 elektron berada pada kulit L n = 3 elektron berada pada kulit M dan seterusnya b. Bilangan Kuantum Azimut (l) Mekanika gelombang meramalkan bahwa setiap kulit (tingkat energi) tersusun dari beberapa sub kulit (sub-tingkat energi) yang masing-masing sub kulit tersebut dicirikan oleh bilangan kuantum azimut (l) yang juga disebut bilangan kuantum orbital, sebab bilangan kuantum ini menentukan bentuk ruang orbital dan besarnya momentum sudut electron. Bilangan kuantum azimut mempunyai harga dari 0 sampai dengan (n-1) untuk setiap n, dan menunjukkan letak elektron dalam sub kulit. Setiap kulit terdiri dari sub-kulit (jumlah sub-kulit tidak sama untuk setiap kulit elektron), dan setiap subkulit dilambangkan berdasar pada harga bilangan kuantum azimut (l ). Untuk setiap sub-kulit diberi lambang berdasarkan harga bilangan kuantum , a. Sub-kulit yang mempunyai harga = 0 diberi lambang s b. Sub-kulit yang mempunyai harga = 1 diberi lambang p c. Sub-kulit yang mempunyai harga = 2 diberi lambang d d. Sub-kulit yang mempunyai harga = 3 diberi lambang f lambang s, p d, dan f diambil dari nama spektrum yang dihasilkan oleh logam alkali dari Li s.d. Cs. yang terdiri dari empat deret yaitu tajam (Sharp), utama (principal), kabur diffuse) dan dasar (fundamental). Untuk harga selanjutnya (jika mungkin) digunakan lambang huruf berikutnya yaitu g, h, i dan seterusnya. Terdapat hubungan yang jelas antara kulit dan jumlah sub kulit seperti tampak pada tabel berikut. Tabel Hubungan jumlah sub kulit dengan kulit Kulit Bilangan Bilangan Kuantum kuantum azimut yang mungkin Jenis Sub-kulit Jumlah sub -kulit utama (n) K 1 0 1s L 2 0 2s 1 2 M 3 1 2p 0 3s 1 3p 2 3d 0 4s 1 4p 4 N 3 4 2 4d 3 4f Tingkat energi (Kulit) ke n akan memiliki jumlah sub tingkat energi (sub kulit) sebanyak n. c. Bilangan kuantum Magnetik ( ml ) Bilangan kuantum magnetik menentukan arah orientasi dari orbital di dalam ruang. Untuk setiap nilai l akan memberikan nilai ml antara –l sampai dengan +l .Untuk harga l = 0 hanya ada sebuah harga ml yaitu = 0. Untuk harga l = 1 mempunyai tiga harga ml yaitu = - 1, 0 dan +1 Untuk harga l = 2 mempunyai lima harga m l yaitu = - 2, - 1, 0, +1 dan +2 d. Bilangan Kuantum Spin ( s atau ms) Bilangan kuantum spin merupakan bilangan kuantum yang terlepas dari pengaruh momentum sudut, hal ini berarti bilangan kuantum spin tidak berhubungan secara langsung dengan tiga bilangan kauntum yang lain. Bilangan kuantum spin bukan merupakan hasil dari penyelesaian persamaan gelombang, tetapi diajukan oleh SA Goudsmit dan SE Uhlenbeck yang mendapatkan adanya sepasang garis spektrum halus dari setiap satu garis spektrum bila diuraikan dengan spektroskopi yang lebih teliti. Diduga sepasang garis spektum halus tersebut diakibatkan oleh adanya perputaran (spin) elektron pada sumbunya selama elektron mengelilingi intiseperti bumi berotasi pada sumbunya selama mengelilingi matahari. Berasar hal tersebut diusulkan adanya bilangan kuantum spin untuk menandai arah putaran (spin) elektron pada sumbunya. Setiap elektron dapat berputar pada sumbunya sesuai dengan arah jarum jam atau berlawanan arah dengan jarum jam, maka probabilitas elektron berputar searah jarum jam adalah ½ , dan probabilitas berputar berlawanan dengan jarum jam juga mempunyai harga ½ . Untuk membedakan arah putarnya maka diberi tanda negatif dan positif. Jadi bilangan kuantum spin hanya ada dua macam yaitu + ½ atau – ½ . e. Bentuk Orbital Setiap orbital mempunyai ukuran, bentuk dan arah orientasi ruang yang ditentukan oleh bilangan kuantum n, l dan ml. Orbital - orbital tersebut bergabung membentuk suatu sub-kulit dan sub-kulit bergabung membentuk kulit atau tingkat energi. Sub kulit s tersusun dari sebuah orbital dengan bilangan kuantum l = 0 dan mempunyai ukuran yang berbeda tergantung harga bilangan kuantum n. Probabilitas (kebolehjadian) untuk menemukan elektron pada orbital s adalah sama untuk ke segala arah, maka bentuk ruang orbital s digambarkan seperti bola. Gambar 3.8. Bentuk Orbital s Sub kulit p tersusun dari tiga orbital dengan bilangan kuantum l = 1. Tiga orbital p tersebut adalah orbital px, py dan pz. Bentuk ruang orbital p digambarkan seperti dumbell dengan probabilitas untuk menemukan elektron semakin kecil bila mendekati inti. Gambar 3.9. Bentuk Orbital p Sub kulit d tersusun dari lima orbital yang mempunyai bilangan kuantum l = 2 Arah orientasi dari orbital d dapat dibedakan menjadi dua kelompok yaitu, a. mempunyai orientasi diantara sumbu terdiri dari 3 orbital yaitu, dx-y , dx-z , dy-z b. mempunyai orientasi pada sumbu terdiri dari 2 orbital yaitu, dx2- y2 dan dz2 mengarah diantara sumbu Gambar Orbital d mengarah pada sumbu 1. Konfigurasi Elektron Konfigurasi elektron menggambarkan penataan elektron – elektron dalam suatu atom. Konfigurasi elektron adalah khas untuk suatu. Meskipun demikian terdapat suatu aturan yang bersifat umum dalam memperkirakan penataan elektron dalam suatu atom. a . Aturan Aufbau Aufbau berasal dari kata bahasa Jerman yang berarti membangun. Menurut aturan Aufbau elektron di dalam suatu atom sedapat mungkin memiliki energi yang rendah, dengan demikian maka elektron-elektron tersebut menempati orbital – orbital yang energinya rendah. Besarnya tingkat energi elektron dapat diketahui dari penjumlahan harga bilangan kuantum utama dan azimut ( n + l ). Orbital yang mempunyai harga n + l lebih besar akan mempunyai tingkat energi yang lebih tinggi dan sebaliknya bila n + l kecil tingkat energinya juga kecil. Untuk harga n + l yang sama maka orbital dengan harga n lebih besar akan mempunyai tingkat energi yang besar. Tabel Harga (n+ l) dan tingkat energi sub-kulit sub 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 l 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 n+l 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 kulit Berdasar tabel tersebut, maka urutan tingkat energi dari yang paling rendah ke yang paling tinggi adalah sebagai berikut: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 4p .... dan seterusnya. b . Larangan Pauli Larangan Pauli atau eksklusi Pauli menyatakan bahwa di dalam satu atom tidak boleh terdapat dua elektron dengan empat bilangan kuantum yang sama. Orbital yang sama akan mempunyai bilangan kuantum n, l dan ml yang sama, dengan demikian yang bisa membedakan hanya bilangan kuantum spin (s) akibatnya setiap orbital hanya dapat berisi 2 elektron dengan spin (arah putar) yang berlawanan. Larangan Pauli ini menyebabkan elektron yang dapat menempati suatu sub kulit terbatas hanya dua kali dari jumlah orbitalnya, maka jumlah maksimum elektron adalah sebagai berikut, a. sub kulit s terdiri dari 1 orbital dapat ditempati maksimum 2 elektron b. sub kulit p terdiri dari 3 orbital dapat ditempati maksimum 6 elektron c. sub kulit d terdiri dari 5 orbital dapat ditempati maksimum 10 elektron. c . Aturan Hund Seperti dikemukakan di atas bahwa setiap sub kulit(kecuali sub kulit s) tersusun atas beberapa orbital dengan energi setingkat, dengan demikian elektron dimungkinkan menempati orbital di mana saja. Sebagai contoh pada atom 5B dengan konfigurasi 1s2 2s2 2p1, sebuah elektron yang terdapat pada sub kulit p dapat menempati orbital px, py atau pz sebab ketiganya mempunyai tingkat energi yang sama. Ketiga kemungkinan tersebut dapat digambarkan diagram orbitalnya sebagai berikut: 5B : [He] 2s2 2p1 Kemungkinan pertama 2s2 2px1 2px0 2pz0 Diagram orbital Kemungkinan kedua 2s2 Diagram orbital Kemungkian ketiga 2s2 Diagram orbital 2px0 2py1 2pz0 2px0 2py0 2pz1 Pengisian beberapa orbital yang mempunyai tingkat energy sama, yaitu p (3 buah), d (5 buah), dan f (7 buah) menimbulkan masalah baru, yakni jika mengandung dua electron atau lebih. Masalahnya, apakah electron itu berpasangan atau menyendiri. Jika menyendiri, apakah berspin sama atau berbeda? Masalah ini dijawab oleh aturan Hund yang menyatakan: 1. Pengisian orbital dengan tingkat energi yang sama (p,d dan f) harus sedemikian sehingga electron sebanyak mungkin tidak berpasangan atau menyendiri. 2. Jika dua electron atau lebih yang tidak berpasangan maka energy terendah adalah semua spin sejajar atau searah.
