Home struktur atom

Bentuk dan Orientasi Orbital

     
Pada artikel ini kita akan membahas materi Bentuk dan Orientasi Orbital. Energi dan bentuk orbital diturunkan dari persamaan gelombang ($\Psi$ = psi), sedangkan besaran pangkat dua ($\Psi ^2 $) dari persamaan gelombang menyatakan rapatan muatan atau peluang menemukan elektron pada suatu titik dan jarak tertentu dari inti. Bentuk orbital tergantung pada bilangan kuantum azimuth (l), artinya orbital dengan bilangan kuantum azimuth yang sama akan mempunyai bentuk yang sama. Orbital 1s, 2s, dan 3s akan mempunyai bentuk yang sama, tetapi ukuran atau tingkat energinya berbeda. Dengan memahami uraian berikut, kalian akan mengetahui bentuk orbital s, p, d, dan f.

Orbital s

       Orbital yang paling sederhana adalah orbital s. Setiap subkulit s terdiri atas 1 buah orbital yang berisi 2 elektron. Orbital s berbentuk bola simetri yang menunjukkan bahwa electron memiliki kerapatan yang sama, jika jarak dari inti atom juga sama. Semakin jauh letak elektron dari inti atom, kerapatannya semakin rendah.

       Nilai bilangan kuantum utama suatu orbital memengaruhi ukuran orbital. Semakin besar nilai bilangan kuantum utama, ukuran orbitalnya juga semakin besar. Berikut ini adalah bentuk orbital dari orbital s:
Gambar: bentuk orbital s

Orbital p

       Bentuk orbital p seperti balon terpilin. Kepadatan elektron tidak tersebar merata, melainkan terkonsentrasi dalam dua daerah yang terbagi sama besar dan terletak pada dua sisi berhadapan dari inti yang terletak di tengah.

       Rapatan muatan elektron orbital 2p adalah nol pada inti, meningkat hingga mencapai maksimum di kedua sisi, kemudian menurun mendekati nol seiring dengan bertambahnya jarak dari inti. Setiap subkulit p ( l = 1) terdiri dari tiga orbital yang setara sesuai dengan tiga harga m untuk l = 1, yaitu -1, 0, dan +1. Masing-masing diberi nama $p_x, \, p_y$, dan $p_z$.
Gambar: orbital $p_x, \, p_y$, dan $p_z$

       Subkulit p terdiri atas 3 orbital, tiap orbital mempunyai bentuk yang sama. Perbedaan ketiga orbital terletak pada arah, dimana terkonsentrasinya kepadatan elektron. Biasanya orbital p digambarkan menggunakan satu kumpulan sumbu x, y, dan z, sehingga diberi tanda $p_x, \, p_y$, dan $p_z$.
Gambar: orbital p dengan satu kumpulan sumbu

Orbital d

       Setiap subkulit d terdiri atas 5 orbital dengan bentuk kelima orbital yang tidak sama. Orientasi orbital d dilambangkan dengan $d_{xy}, \, d_{xz}, \, d_{yz}, \, d_{x^2-y^2} \, $ dan $d_{z^2}$. Empat orbital mempunyai bentuk yang sama dan setiap orbital mempunyai 4 "lobe" kepadatan elektron. Adapun perbedaannya terletak pada arah berkumpulnya kepadatan elektron. Sementara itu, satu orbital lagi mempunyai bentuk berbeda, tetapi memiliki energi yang sama dengan keempat orbital d lainnya. Seperti pada gambar di bawah ini:


Orbital f

       Orbital f mempunyai bentuk orbital yang lebih rumit dan lebih kompleks daripada orbital d. Setiap subkulit f mempunyai 7 orbital dengan energi yang setara. Orbital ini hanya digunakan untuk unsur-unsur transisi yang letaknya lebih dalam.

Orbital f (mempunyai 7 orbital) dan dikelompokan menjadi tiga kelompok, yaitu
1) kelompok pertama : $f_{xyz}$
2) kelompok kedua : $f_{(x(z^2-y^2))} f_{(y(z^2-x^2))},f_{(z(x^2-y^2))}$
3) kelompok ketiga : $f_{(x^3)},f_{(y^3)},f_{(z^3)}$.
Gambar: bentuk orbital f
Sumber: Chemistry, The Molecular Nature of Matter and Change, Silberberg M. S

Demikian pembahasan materi Bentuk dan Orientasi Orbital dan contoh-contohnya.

Kaidah Penentuan Konfigurasi Elektron

     
Kaidah Penentuan Konfigurasi Elektron. Konfigurasi elektron menggambarkan susunan elektron dalam orbital-orbital atom. Dengan mengetahui konfigurasi elektron, jumlah elektron pada kulit terluar dapat ditentukan. Banyaknya jumlah elektron terluar dari suatu atom menentukan sifat-sifat kimia suatu unsur. Berikut ini ada beberapa kaidah yang harus diketahui pada penentuan konfigurasi elektron, yaitu: prinsip Aufbau, kaidah Hund, dan azas larangan Pauli.

Prinsip Aufbau

       Pada uraian sebelumnya, telah diketahui bahwa elektron menempati kulit atom berdasarkan tingkat energinya. Dengan demikian, pengisian elektron dimulai dari tingkat energi terendah menuju tingkat energi yang lebih tinggi. Prinsip ini dikenal dengan prinsip Aufbau. Keadaan ketika elektron mengisi kulit dengan energi terendah disebut keadaan dasar (ground state). Urutan pengisian elektron dapat kalian perhatikan pada gambar berikut ini:
Gambar: urutan tingkat energi

       Urutan orbital berdasarkan tingkat energi mengacu pada urutan arah panah, yaitu 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, dan seterusnya. Dari urutan tersebut terlihat bahwa tingkat energi 3d lebih besar dibandingkan tingkat energi 4s. Jadi, setelah 3p penuh, elektron akan mengisi subkulit 4s terlebih dahulu sebelum subkulit 3d.

       Pada saat pengisian elektron, subkulit dengan tingkat energi terendah diisi penuh terlebih dahulu, kemudian sisa elektron akan menempati subkulit dengan tingkat energi lebih tinggi. Misalnya, pada atom hidrogen, elektron terletak pada subkulit 1s. jadi, orbital ini mempunyai tingkat energi paling rendah. Karena atom hidrogen mempunyai satu elektron, maka kita tulis 1s$^1$ untuk menunjukkan konfigurasi atom hidrogen.

Contoh soal:
Tentukan konfigurasi elektron unsur-unsur berikut berdasarkan prinsip Aufbau!
1. $_{11}$Na
2. $_{15}$P
3. $_{26}$Fe
4. $_{36}$Kr
Jawab:
1. 1s$^2$ 2s$^2$ 2p$^6$ 3s$^1$
2. 1s$^2$ 2s$^2$ 2p$^6$ 3s$^2$ 3p$^3$
3. 1s$^2$ 2s$^2$ 2p$^6$ 3s$^2$ 3p$^6$ 4s$^2$ 3d$^6$
4. 1s$^2$ 2s$^2$ 2p$^6$ 3s$^2$ 3p$^6$ 4s$^2$ 3d$^{10}$ 4p$^6$

Aturan Hund

Hund menyatakan bahwa elektron yang mengisi subkulit dengan jumlah orbital lebih dari satu akan tersebar pada orbital yang mempunyai kesamaan energi (equa-energy orbital) dengan arah putaran spin yang sama.

       Subkulit yang mengandung orbital lebih dari satu adalah orbital p, d, dan f. pengisian elektron menurut Aturan Hund dimulai dengan mengisi satu elektron pada tiap-tip orbital dengan arah putaran (spin) yang sama. Setelah semua orbital terisi satu elektron, elektron sisanya akan mengisi orbital dengan arah putaran (spin) yang berlawanan, sehingga orbital terisi pasangan elektron.

Contoh:
Tentukan diagram orbital untuk unsur-unsur berikut ini:
1. $_7$N
2. $_9$F
3. $_{24}$Cr
Jawab:

Konfigurasi elektron Cr menurut aturan Hund berbeda dengan konfigurasi elektron hasil percobaan. Berdasarkan percobaan, konfigurasi $_{24}Cr = (Ar) \, 3d^5 \, 4s^1 \, $ sehingga diagram orbitalnya adalah:
Ternyata subkulit d lebih stabil pada keadaan tepat terisi penuh atau tepat setengah penuh. Atom $_{24}$Cr lebih stabil dengan subkulit d terisi tepat setengah penuh.

Azas Larangan Pauli
       Pauli menyatakan bahwa tidak ada dua elektron dalam satu atom yang mempunyai keempat bilangan kuantum sama. Pernyataan tersebut dikenal dengan Larangan Pauli. Jika ada dua elektron mempunyai nilai n, l, dan m sama, maka nilai s-nya harus berbeda. Pasangan elektron dalam satu orbital dinyatakan dengan diagram orbital berikut:
Karena satu orbital hanya ditempati dua elektron, maka 2 elektron tersebut dibedakan berdasarkan arah putaran (spin) yang berbeda atau dapat dinyatakan bahwa elektron itu mempunyai bilangan kuantum spin berbeda.

Contoh:
1. Tentukan bilangan kuantum dan diagram orbital dari atom-atom berikut:
a. $_{19}$K
b. $_{20}$Ca
Jawab:

2. Tuliskan konfigurasi electron atom-atom berikut:
a. $_{22}$Ti
b. $_{13}$Al
c. $_{29}$Cu
Jawab:
a. Ada beberapa cara menuliskan konfigurasi elektron dari atom $_{22}$Ti, yaitu:
(i). $_{22}Ti = 1s^2 \, 2s^2 \, 2p^6 \, 3s^2 \, 3p^6 \, 4s^2 \, 3d^2$
(ii). $_{22}Ti = 1s^2 \, 2s^2 \, 2p^6 \, 3s^2 \, 3p^6 \, 3d^2 \, 4s^2 $
(iii). $_{22}Ti = (Ar) \, 3d^2 \, 4s^2$
       Penulisan konfigurasi elektron atom Ti (i) berdasarkan prinsip Aufbau, yaitu pengisian orbital dimulai dari tingkat energi terendah menuju tingkat energi tertinggi. Penulisan konfigurasi (ii) ditulis dengan mengurutkan orbital-orbital pada subkulit terendah diikuti dengan orbital-orbital subkulit berikutnya. Sedangakan pada penulisan konfigurasi elektron (iii) disingkat dengan menggunakan konfigurasi elektron gas mulia yang stabil. Dalam hal ini adalah 18 Ar.

b. Penulisan konfigurasi atom $_{13}$Al yaitu:
(i). $_{13}Al = 1s^2 \, 2s^2 \, 2p^6 \, 3s^2 \, 3p^1$
(ii). $_{13}Al = (Ne) \, 3s^2 \, 3p^1$
       Penulisan konfigurasi elektron atom (i) berdasarkan prinsip Aufbau. Sedangkan penulisan konfigurasi elektron (ii) disingkat menggunakan konfigurasi elektron gas mulia yang stabil.

c. Penulisan konfigurasi electron dari atom $_{29}$Cu, yaitu:
(i). $_{29}Cu = 1s^2 \, 2s^2 \, 2p^6 \, 3s^2 \, 3p^6 \, 4s^2 \, 3d^9$
(ii). $_{29}Cu = (Ar) \, 4s^1 \, 3d^{10} $
       Penulisan konfigurasi elektron atom (i) berdasarkan prinsip Aufbau, tetapi terdapat penyimpangan berdasarkan percobaan, yaitu pengisian elektron pada subkulit d yang tepat terisi penuh atau tepat setengah penuh lebih stabil, sehingga konfigurasinya seperti pada (ii) dan disingkat menggunakan konfigurasi elektron gas mulia yang stabil.

       Demikian pembahasan materi Kaidah Penentuan Konfigurasi Elektron dan contoh-contohnya. Silahkan juga baca materi lain yang berkaitan dengan bentuk dan orientasi orbital.

Bilangan Kuantum

     
 Perpindahan elektron dari satu lintasan ke lintasan lain menghasilkan spektrum unsur berupa spektrum garis. Apabila dilihat lebih teliti, ternyata garis spektrum tersebut tidak hanya terdiri atas satu garis, melainkan beberapa garis yang saling berdekatan. Dengan demikian, dapat disimpulkan bahwa lintasan elektron terdiri atas beberapa sublintasan. Dalam lintasan elektron tersebut dapat ditemukan elektron.

Di atas juga telah diterangkan, bahwa meskipun elektron bersifat sebagai gelombang, tetapi tetap mempunyai tingkatan energi diskontinu yang terkuantifikasi. Teori mekanika kuantum juga menjelaskan bahwa atom tersusun atas kulit-kulit dan masing-masing kulit terdiri atas subkulit-subkulit. Untuk menggambarkan letak elektron-elektron dalam atom dikenalkan istilah bilangan kuantum. Dalam teori mekanika kuantum, dikenal empat macam bilangan kuantum, yaitu bilangan kuantum utama($n$), bilangan kuantum azimuth($l$), bilangan kuantum magnetik($m$), dan bilangan kuantum spin($s$).

Bilangan kuantum utama($n$)

       Bilangan kuantum utama menggambarkan lintasan elektron atau tingkat energi utama yang dinotasikan dengan $n$. Semakin besar nilai n, semakin besar pula nilai rata-rata energi kulit tersebut. Karena semakin jauh letak elektron dari inti atom, energinya semakin besar. Dengan kata lain, semakin besar nilai $n$, letak elektron semakin jauh dari inti atom. Lintasan tersebut dalam konfigurasi elektron dikenal sebagai kulit. Berikut adalah tabel bilangan kuantum utama ($n$) dan simbol kulitnya:

Bilangan kuantum utama ($n$) terkait dengan jarak rata-rata lautan elektron dari inti (jari-jari = $r$). Jika nilai n semakin besar, maka jaraknya dengan inti semakin besar pula. Bilangan kuantum utama terdiri atas orbital-orbital yang diberi simbol s, p, d, f, g, h, i, dan seterusnya, yang kemudian dikenal dengan bilangan kuantum azimut.

Contoh:
Tentukan kulit dari elektron yang mempunyai nilai n = 1, 2, dan 3.
Jawab:
Nilai n = 1 menunjukkan kulit K
Nilai n = 2 menunjukkan kulit L
Nilai n = 3 menunjukkan kulit M

Bilangan kuantum azimuth ($l$)

Bilangan kuantum azimut menggambarkan subkulit atau subtingkat energi utama yang dinotasikan dengan $l$. Nilai-nilai untuk bilangan kuantum azimuth dikaitkan dengan nilai bilangan kuantum utamanya, yaitu semua bilangan bulat dari 0 sampai ($n - 1$) diberi simbol s, p, d, f, dan seterusnya. Bilangan kuantum azimuth (l) menggambarkan bentuk orbital. Selain itu, pada atom yang memiliki dua elektron atau lebih bilangan kuantum azimuth(l) juga menyatakan tingkat energi. Untuk kulit yang sama, energi subkulit akan meningkat dengan bertambahnya nilai l. Jadi, subkulit s memiliki tingkat energi yang terendah, diikuti subkulit p, d, f, dan seterusnya. Notasi huruf $l$ digunakan untuk menunjukkan berbagai nilai seperti pada tabel berikut ini:

Contoh soal 1:
Tuliskan lambang subkulit untuk elektron yang menempati:
1. Subkulit s dari kulit K
2. Subkulit p dari kulit L
Jawab:
1. Subkulit s dari kulit K
Kulit K menunjukkan nilai n = 1
Sehingga lambang subkulit ditulis 1s

2. Subkulit p dari kulit L
Kulit L menunjukkan nilai n = 2
Sehingga lambang subkulit ditulis 2p

Contoh soal 2:
Tentukan notasi elektron, apabila diketahui elektron menempati:
1. Kulit n = 1 dan subkulit = 0
2. Kulit n = 2 dan subkulit = 1
Jawab:
1. Kulit n = 1 dan subkulit = 0
Subkulit = 0, menunjukkan subkulit s
Sehingga notasi elektronnya adalah 1s

2. Kulit n = 2 dan subkulit = 1
Subkulit = 1, menunjukkan subkulit p
Sehingga notasi elektronnya adalah 2p

Bilangan kuantum magnetik ($m$)

Bilangan kuantum magnetik menyatakan orientasi orbital dalam subkulit yang dinotasikan dengan $m$. Dengan demikian, setiap orbital dalam subkulit tertentu dapat dibedakan orientasi orbitalnya dengan bilangan magnetik. Bilangan magnetik dinyatakan dengan bilangan bulat. Perhatikan tabel berikut:

Dari Tabel di atas terlihat subkulit s mempunyai 1 orbital, subkulit p mempunyai 3 orbital, subkulit d mempunyai 5 orbital, dan subkulit f mempunyai 7 orbital. Sehingga, bilangan kuantum magnetik (m) dapat dirumuskan sebagai berikut:
Nilai $ \, m = - l \, $ sampai $ \, +l $

Bilangan kuantum spin ($s$)

Bilangan kuantum spin menggambarkan arah rotasi atau putaran elektron dalam satu orbital yang dinotasikan dengan $s$. Karena hanya ada 2 arah putaran yang mungkin yaitu searah jarum jam (clockwise) dan berlawanan arah jarum jam (anticlockwise), maka setiap orbital memuat 2 elektron dengan arah rotasi yang berlawanan yaitu $\pm \frac{1}{2}$ .

 Arah rotasi pertama ditunjukkan ke atas $ \uparrow$ dengan notasi $ s = + \frac{1}{2} $ atau rotasi searah dengan arah putaran jarum jam. Sedangkan arah ke bawah $\downarrow $ menunjukkan notasi $ s = -\frac{1}{2} $ atau berlawanan dengan arah putaran jarum jam.

Bilangan kuantum spin merupakan dasar pengisian elektron dalam orbital. Perhatikan gambar berikut ini:
Gambar: elektron mengelilingi sumbunya menimbulkan medan magnet

Elektron-elektron yang ada dalam atom tidak mungkin berada dalam keadaan yang sama persis antara satu atom dengan atom lain. Keberadaan elektron dalam atom bersifat khas. Prinsip ini dikemukakan oleh Wolfgang Pauli, 1925 (dikenal Pauli). Pauli mengusulkan postulat bahwa sebuah elektron dapat berada dalam dua kemungkinan keadaan yang ditandai dengan bilangan kuantum spin $ + \frac{1}{2} $ atau $ - \frac{1}{2} $ , atau dengan kata lain setiap orbital hanya dapat ditempati oleh maksimal dua elektron dengan spin yang berbeda.

Demikian pembahasan materi Bilangan Kuantum dan contoh-contohnya.

Teori Mekanika Kuantum Berkaitan Kimia

     
Teori Mekanika Kuantum Berkaitan Kimia. 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 oleh Werner Heisenberg pada tahun 1927 dengan Prinsip Ketidakpastian (uncertainty principle) (Oxtoby, Gillis, Nachtrieb).

   Menurut Heisenberg, metode eksperimen apa saja yang digunakan untuk menentukan posisi atau momentum suatu partikel kecil dapat menyebabkan perubahan, baik pada posisi, momentum, atau keduanya. Jika suatu percobaan dirancang untuk memastikan posisi elektron, maka momentumnya menjadi tidak pasti, sebaliknya jika percobaan dirancang untuk memastikan momentum atau kecepatan elektron, maka posisinya menjadi tidak pasti.

   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 $\Psi$ (psi), yang menunjukkan bentuk dan energi gelombang elektron (James E. Brady, 1990).

   Berdasarkan teori yang disampaikan oleh Schrodinger, diketahui bahwa elektron menempati lintasan yang tidak pasti sehingga elektron berada pada berbagai jarak dari inti atom dan berbagai arah dalam ruang. Jadi, daerah pada inti atom dengan kemungkinan terbesar ditemukannya elektron dikenal sebagai orbital. Dengan kata lain, 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".

Hubungan antara subkulit, orbital dan jumlah elektron maksimum disajikan pada tabel berikut ini:

   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. Susunan kulit, subkulit, dan orbital dalam suatu atom berelektron banyak disederhanakan seperti pada gambar berikut ini:

Demikian pembahasan materi Teori Mekanika Kuantum Berkaitan Kimia.

Hipotesis Louis de Broglie

     
Hipotesis Louis de Broglie . Pada tahun 1924, Louis de Broglie, menjelaskan bahwa cahaya dapat berada dalam suasana tertentu yang terdiri dari partikel-partikel, kemungkinan berbentuk partikel pada suatu waktu, yang memperlihatkan sifat-sifat seperti gelombang (James E Brady, 1990).

Argumen de Broglie menghasilkan hal sebagai berikut.
Einstein : $E = mc^2$
Max Planck : $E=h.\upsilon = \frac{h . c }{\lambda } $
sehingga untuk menghitung panjang gelombang satu partikel diperoleh:
Keterangan :
$\lambda = \, $ panjang gelombang (m)
$ m = \, $ massa partikel (kg)
$ \upsilon = \, $ kecepatan partikel (m/s)
$ h = \, $ tetapan Planck (6,626 $\times 10^{-34}$ Joule s)

   Hipotesis de Broglie terbukti benar dengan ditemukannya sifat gelombang dari elektron. Elektron mempunyai sifat difraksi seperti halnya sinar-X. Berdasarkan persamaan de Broglie, diketahui bahwa teori atom Bohr memiliki kelemahan. Kelemahan itu ada pada pernyataan Bohr yang menyebutkan bahwa elektron bergerak mengelilingi inti atom pada lintasan tertentu berbentuk lingkaran. Padahal, elektron yang bergerak mengelilingi inti atom juga melakukan gerak gelombang. Gelombang tersebut tidak bergerak sesuai garis, tetapi menyebar pada suatu daerah tertentu. Atau dengan kata lain, sebagai akibat dari sifat elektron-elektron sebagai materi dan sebagai gelombang, maka lintasan elektron yang dikemukakan Bohr tidak dapat dibenarkan. Gelombang tidak bergerak menurut suatu garis, melainkan menyebar pada suatu daerah tertentu.

Demikian pembahasan materi Hipotesis Louis de Broglie.

Model Atom Bohr

     
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 dimana 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).

Gambar: model atom Bohr

Perpindahan elektron dari tingkat elektron lebih rendah ke tingkat energi lebih tinggi disertai penyerapan elektron. Sebaliknya, perpindahan elektron dari tingkat elektron lebih tinggi ke tingkat elektron lebih rendah disertai pelepasan elektron, yaitu berupa radiasi elektron magnet. Elektron dapat berpindah dari satu lintasan ke lintasan lain disertai pemancaran atau penyerapan sejumlah tertentu elektron, yang harganya sama dengan selisih kedua tingkat elektron tersebut.

$ \begin{align} \Delta E = E_f - E_i \end{align} $
Keterangan :
$ \Delta E = \, $ elektron yang menyertai perpindahan elektron (joule)
$ E_f = \, $ tingkat elektron akhir (joule)
$ E_i = \, $ tingkat elektron 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 $ \frac{h}{2\pi} \times h = \, $ ketetapan Planck.
2. Selama elektron bergerak pada lintasannya, maka energinya akan tetap, sehingga tidak memancarkan elektron.
3. Selama bergerak mengelilingi inti, elektron dapat berpindah naik atau turun dari satu lintasan ke lintasan yang lain.

Karena perpindahan elektron berlangsung antara kulit yang sudah tertentu tingkat energinya, maka atom hanya akan memancarkan radiasi dengan tingkat elektron yang tertentu pula. Dengan demikian dapat dijelaskan penyebab elektron unsur berupa elektron garis. Bohr menggunakan atom hidrogen sebagai model, dan dia berhasil merumuskan jari-jari lintasan dan energi elektron.

Jari-jari lintasan ke-$n$ dalam atom elektron memenuhi rumus:
$ \begin{align} r_n = n^2 . a_0 \end{align} $
Keterangan :
$ n = \, $ kulit ke-1, 2, dan seterusnya
$ a_0 = 0,53 \, A \, $ (53 pm)
dengan (1 pm = 10$^{-12}$ m)

Energi lectron pada lintasan ke-$n$ adalah:
$ \begin{align} E_n = - \frac{R_H}{n^2} \end{align} $
Keterangan :
$ R_H = \, $tetapan (2,179 $\times 10^{-18} $ J)

Meskipun teori atom Niels Bohr mampu menerangkan elektron-elektron gas dan elektron atom berelektron tunggal (seperti He$^+$ dan Li$^{2+}$), tetapi tidak mampu menerangkan elektron atom berelektron lebih dari satu. Oleh karena itu, dibutuhkan penjelasan lebih lanjut mengenai gerak partikel (atom).

Demikian pembahasan materi Model Atom Bohr.

Teori Kuantum Max Planck

     
Teori Kuantum Max Planck. Max Planck, ahli fisika dari Jerman, pada tahun 1900 mengemukakan teori kuantum. Planck menyimpulkan bahwa atom-atom dan molekul dapat memancarkan atau menyerap energi hanya dalam jumlah tertentu. Jumlah atau paket energi terkecil yang dapat dipancarkan atau diserap oleh atom atau molekul dalam bentuk radiasi elektromagnetik disebut kuantum.

Planck menemukan bahwa energi foton (kuantum) berbanding lurus dengan frekuensi cahaya.
   $ \begin{align} E = h . \upsilon \end{align} $
Keterangan :
$ E = \, $ energi (J)
$ h = \, $ konstanta Planck 6,626 $ \times 10^{-34} \, $ J.s
$ \upsilon = \, $ frekuensi radiasi (s$^{-1}$)

   Salah satu fakta yang mendukung kebenaran dari teori kuantum Max Planck adalah efek fotolistrik, yang dikemukakan oleh Albert Einstein pada tahun 1905. Efek fotolistrik adalah keadaan di mana cahaya mampu mengeluarkan elektron dari permukaan beberapa logam (yang paling terlihat adalah logam alkali) (James E. Brady, 1990).

Susunan alat yang dapat menunjukkan efek fotolistrik ada pada gambar berikut ini:
Gambar: percobaan efek fotolistrik

Gambar di atas memperlihatkan susunan alat yang menunjukkan efek fotolistrik, Seberkas cahaya yang ditembakkan pada permukaan pelat logam akan menyebabkan logam tersebut melepaskan elektronnya. Elektron tersebut akan tertarik ke kutub positif dan menyebabkan aliran listrik melalui rangkaian tersebut.
Sumber: General Chemistry, Principles & Structure, James E. Brady, 5th ed, 1990.

   Elektrode negatif (katode) yang ditempatkan dalam tabung vakum terbuat dari suatu logam murni, misalnya sesium. Cahaya dengan energi yang cukup dapat menyebabkan elektron terlempar dari permukaan logam. Elektron tersebut akan tertarik ke kutub positif (anode) dan menyebabkan aliran listrik melalui rangkaian tersebut.

   Einstein menerangkan bahwa cahaya terdiri dari partikel-partikel foton yang energinya sebanding dengan frekuensi cahaya. Jika frekuensinya rendah, setiap foton mempunyai jumlah energi yang sangat sedikit dan tidak mampu memukul elektron agar dapat keluar dari permukaan logam. Jika frekuensi (dan energi) bertambah, maka foton memperoleh energi yang cukup untuk melepaskan elektron (James E. Brady, 1990). Hal ini menyebabkan kuat arus juga akan meningkat.

Energi foton bergantung pada frekuensinya.
   $ \begin{align} E = h . \upsilon \, \text{ atau } \, E = h . \frac{c}{\lambda} \end{align} $
Keterangan :
$ h = \, $tetapan Planck (6,626 $\times 10^{-34}$ J dt)
$ \upsilon = \, $ frekuensi (Hz)
$ c = \, $ kecepatan cahaya dalam vakum (3 $\times $ 108 m det$^{-1}$)
$ \lambda = \, $ panjang gelombang (m)

Dengan Teori Kuantum, kita dapat mengetahui besarnya radiasi yang dipancarkan maupun yang diserap. Selain itu, Teori Kuantum juga bisa digunakan untuk menjelaskan terjadinya spektrum atom. Perhatikan spektrum atom hidrogen berikut:
Gambar: spetrum gas hidrogen

   Pada Gambar di atas dapat dilihat bahwa percikan listrik masuk ke dalam tabung gelas yang mengandung gas hidrogen. Sinar yang keluar dari atom H (setelah melalui celah) masuk ke dalam prisma, sehingga sinar tersebut terbagi menjadi beberapa sinar yang membentuk garis spektrum. Ketika sinar itu ditangkap oleh layar, empat garis yang panjang gelombangnya tertera pada layar adalah bagian yang dapat dilihat dari spektrum gas hidrogen.

Demikian pembahasan materi Teori Kuantum Max Planck dan contohnya.

Contoh Soal dan Pembahasan Struktur Atom

     
Contoh Soal Struktur Atom dan Pembahasannya

1). Tentukan nomor atom, nomor massa, elektron, proton dan neutron dari $_{11}^{23}$Na ?
Pembahasan :
Lambang atom di atas menunjukkan :
Na = lambang unsur Natrium
11 = nomor atom (menunjukkan jumlah elektron)
23 = nomor massa atom (jumlah proton dan neutron).
Pada atom netral, jumlah proton sama dengan jumlah elektron.
Jadi, pada atom natrium terdapat :
elektron ($e$) = 11,
proton ($p$) = 11,
netron ($n$) = A - Z = 23 - 11 = 12.

2. Sebutkan nama penemu proton, neutron dan elektron! Serta sebutkan massanya dalam satuan gram dan sma.
Pembahasan :

3. Ion kalium mengandung 19 proton, 18 elektron, dan 20 neutron. Bagaimana lambang ion kalium tersebut?
Pembahasan :
Ion Kalium mengandung 19 proton. Oleh karena ion Kalium mengandung 18 elektron, berarti atom Kalium melepas 1 elektron (berarti kelebihan 1 proton). Lambang ion Kalium adalah K$^+$ .

4. Hitung massa atom relatif Fe jika diketahui massa Fe = 55,874!
Pembahasan :
$ \begin{align} \text{A}_r \, \text{ unsur Fe } & = \frac{\text{massa 1 atom unsur Fe}}{\frac{1}{12} \, \text{ massa atom } \, ^{12}\text{C}} \\ & = \frac{55,874}{\frac{1}{12} \times 12 } \\ & = 55,874 \\ & = 56 \, \, \, \, \, \text{(dibulatkan)} \end{align} $

5. Di alam terdapat isotop tembaga dengan kelimpahan masing-masing 69,2% Cu yang memiliki massa 62,930 sma dan 30,8% Cu yang memiliki massa 64,928 sma. Tentukan massa atom relatif dari tembaga!
Pembahasan :
Ar Cu = $ (62,930 \times 69,2 \%) + (64,928 \times 30,8 \%) = 65,545 $

6. Tentukan Mr dari karbon dioksida!
Pembahasan :
Ar = massa atom relatif untuk satu atom saja.
Mr = massa atom relatif untuk beberapa atom (bisa senyawa atau molekul).
Rumus karbon dioksida = CO$_2$
Dijabarkan : CO$_2$ = $^{12}$C + $^{16}$O + $^{16}$O
Molekul CO$_2$ terdiri dari 1 atom C dan 2 aatom O
Ar C = 12 dan Ar O = 16 .
Mr CO$_2$ = $(1 \times 12) + (2 \times 16) = 44 $

7. Jelaskan teori atom yang diungkapkan oleh Dalton!
Pembahasan :
John Dalton pada tahun 1808 mengungkapkan sebagai berikut :
a). semua materi mempunyai bagian terkecil yang disebut atom.
b). atom tidak dapat dibagi-bagi lagi menjadi bagian yang lebih kecil.
c). atom-atom suatu unsur sama dalam segala hal, tetapi berbeda dengan atom-atom unsur lain.
d). pada pembentukan senyawa terjadi ikatan antara penyusun senyawa tersebut.
e). aatom-atom bergabung dengan perbandingan yang sederhana.

8. Jelaskan kelemahan teori atom Rutherford!
Pembahasan :
Model atom Rutherford ada kekurangannya yaitu, jika elektron-elekrton terus mengelilingi inti akhirnya akan kehilangan energi dan kemungkinan dapat menumbuk inti.

9. Oksigen di alam terdiri dari tiga isotop dengan kelimpahan sebagai berikut:
Hitunglah massa atom rata-rata (Ar) dari unsur oksigen ini!
Pembahasan :
Ar = $ \begin{align} \frac{ (99,76 \times 16) + (0,04 \times 17) + (0,20 \times 18)}{100} = 15,999 \end{align} $
dibulatkan menjadi Ar = 16.

10. Tentukan massa Molekul Relatif H$_2$SO$_4$ bila diketahui Ar H = 1, Ar S = 32, Ar O = 16!
Pembahasan :
$ \begin{align} Mr \, H_2SO_4 & = ( 2 \times Ar \, H) + ( 1 \times Ar \, S) + (4 \times Ar \, O) \\ & = ( 2 \times 1) + ( 1 \times 32) + (4 \times 16) \\ & = 98 \end{align} $
Demikian Contoh Soal Struktur Atom dan Pembahasannya .

Konfigurasi Elektron dan Massa Atom Relatif

     
Konfigurasi Elektron dan Massa Atom Relatif. Pembahasannya kita bagi menjadi dua bagian yaitu konfigurasi elektron sendri dan massa atom relatif sendiri. Langsung saja kita simak materi Konfigurasi Elektron dan Massa Atom Relatif berikut ini.

Konfigurasi Elektron

       Konfigurasi elektron menggambarkan penyebaran atau susunan elektron dalam atom.

Pengisian elektron pada kulit-kulit atom memenuhi aturan-aturan tertentu, yaitu:
a). Jumlah maksimum elektron pada suatu kulit memenuhi rumus $2n^2$, dengan $n $ = nomor kulit
Kulit K ($n = 1$) maksimum $2 . 1^2$ = 2 elektron
Kulit L ($n = 2$) maksimum $2 . 2^2$ = 8 elektron
Kulit M ($n = 3$) maksimum $2 . 3^2$ = 18 elektron
Kulit N ($n = 4$) maksimum $2 . 4^2$ = 32 elektron, dan seterusnya.
b). Jumlah maksimum elektron pada kulit terluar adalah 8. Contoh konfigurasi elektron:
$_{11}$Na : 2 8 1
$_{20}$Ca : 2 8 8 2
$_{35}$Br : 2 8 18 7
Jumlah elektron yang menempati kulit terluar disebut elektron valensi. Jadi, elektron valensi untuk atom Na adalah 1, elektron valensi atom Ca adalah 2, dan elektron valensi atom Br adalah 7.

Massa Atom Relatif

       Massa atom relatif yaitu bilangan yang menyatakan perbandingan massa atom unsur tersebut dengan massa atom yang dijadikan standar. Mula- mula dipilih hidrogen sebagai atom standar karena merupakan atom teringan. Kemudian diganti oleh oksigen karena atom oksigen dapat bersenyawa dengan atom lain. Syarat atom yang massa atomnya dijadikan standar adalah harus atom yang stabil dan murni, maka ditetapkan atom C-12 sebagai standar. Atom C-12 memiliki massa 12 satuan massa atom (sma). 1 sma sama dengan 1/12 kali massa 1 atom C-12.

Massa atom relatif diberi lambang Ar dan dapat ditentukan dengan menggunakan rumus sebagai berikut:

Jadi massa atom relatif suatu unsur adalah perbandingan massa satu atom unsur tersebut dengan 1/12 kali massa satu atom C-12.
1 sma = $ \frac{1}{12} \times \, $ massa atom $ \, \, _6^{12}$C.
Massa satu atom $ \, \, _6^{12}$C = $ 1,993 \times 10^{-23} \, $ g.
Sehingga, 1 sma = $ \frac{1}{12} \times 1,993 \times 10^{-23} = 1,66 \times 10^{-24} \, $ g.

       Oleh karena suatu unsur dapat tersusun atas beberapa atom yang memiliki nomor massa yang sama, maka massa unsur ditentukan dengan cara mengambil rata-rata dari massa atom setiap isotop.
Demikian pembahasan materi Konfigurasi Elektron dan Massa Atom Relatif yang dilengkapi dengan rumus perhitungannya.

Pengertian Isotop, Isobar, dan Isoton

     
Pengertian Isotop, Isobar, dan Isoton yang dilengkapi dengan contohnya dan beberapa kegunaannya. Isotop, Isobar, dan Isoton secara umum ditentukan oleh jumlah proton, nomor massa, dan jumlah neutron dari masing-masing atom-atom unsur. Proton dan neutron merupakan beberapa partikel dasar penyusun atom. Untuk mempermudah mempelajari materi Pengertian Isotop, Isobar, dan Isoton ini, sebaiknya teman-teman sebelumnya menguasai dulu tentang "Lambang atom" karena berkaitan langsung dengan jumlah proton dan neutron.

Pengertian Isotop

Isotop adalah Atom-atom dari suatu unsur alam yang mempunyai nomor atom (jumlah proton) sama tetapi nomor massanya berbeda.

Contoh dari isotop sebagai berikut:

Isotop banyak digunakan dalam kehidupan sehari-hari. Adapun contoh kegunaan dari Isotop adalah sebagai berikut:

Pengertian Isobar

Isobar adalah Atom-atom dari unsur yang berbeda (nomor atom berbeda) yang mempunyai nomor massa sama.
Contoh dari isobar adalah sebagi berikut:

Pengertian Isoton

Isoton adalah Atom-atom unsur berbeda (nomor atom berbeda) yang mempunyai jumlah neutron sama. Contoh dari isoton adalah sebagai berikut:

Untuk mempermudah menghafal:
Isotop: atom-atom unsur yang mempunyai jumlah proton sama.
Isobar: atom-atom unsur yang mempunyai nomor massa sama.
Isoton: atom-atom unsur yang mempunyai jumlah neutron sama.