STRUKTUR ATOM

TUJUAN PEMBELAJARAN Setelah mempelajari bab ini, mahasiswa dapat: 1. menjelaskan bukti tentang keberadaan dan sifat-sifat elektron, proton dan neutron 2. memprediksi susunan partikel dalam atom 3. menjelaskan tentang isotop dan komposisinya 4. menghitung berat atom dari kelimpahan isotop 5. menjelaskan sifat-sifat gelombang cahaya dan hubungan antara panjang gelombang, frekuensi dan kecepatan. 6. menggunakan deskripsi partikel cahaya, dan menjelaskan hubungannya dengan deskripsi gelombang 7. menghubungkan antara spektra pancaran (emisi) atom dan serapan (absorpsi) atom dengan perkembangan penting dalam teori atom 8. menjelaskan ciri-ciri utama gambaran mekanika kuantum atom 9. menjelaskan tentang empat bilangan kuantum, dan menyebutkan kombinasi yang paling mungkin untuk orbital atom tertentu 10. menjelaskan bentuk orbital 11. menuliskan konfigurasi elektron dari suatu atom 12. menghubungkan antara konfigurasi elektron suatu atom dengan posisinya dalam tabel periodik.

Partikel fundamental ada 3 yaitu elektron, proton, dan neutron

Bukti yang paling dipercaya (meyakinkan) tentang keberadaan elektron adalah eksperimen yang menggunakan tabung sinar katoda. Dua elektroda disegel di dalam tabung

yang berisi gas dengan tekanan sangat rendah. Pada saat diberi tegangan tinggi, arus mengalir dan dihasilkan sinar pada katoda (elektroda negatif). Sinar ini dipancarkan berupa garis lurus menuju anoda (elektroda positif), yang dibuktikan dengan menempatkan target (tabir) zinc sulfide di balik anoda, penggunaan tabir ini menghasilkan bayangan. Sinar katoda bermuatan negatif. Sinar ini dapat dibelokkan dengan medan elektrik dan magnetik pada arah yang memang diharapkan untuk partikel muatan negatif. J.J. Thompson mempelajari partikel ini dengan lebih teliti, dan menyebut partikel ini sebagai elektron. Dengan menggunakan derajat pembelokan sinar katoda pada medan elektrik dan magnetik yang berbeda-beda, Thompson dapat menentukan rasio muatan elektron terhadap massanya, yaitu E/m = 1,75882 x 108 coulomb/gram Rasio (perbandingan ) ini sama tidak tergantung pada jenis gas dalam tabung, komposisi elektroda, sumber daya listrik yang digunakan. Hal tersebut memberikan kesimpulan bahwa elektron merupakan partikel fundamental yang ada dalam semua atom, yang sampai sekarang terbukti kebenarannya bahwa semua atom mengandung jumlah integral elektron. Setelah perbandingan muatan terhadap massa elektron ditentukan, maka diperlukan eksperimen berikutnya untuk menentukan nilai dari muatan dan massa elektron. Eksperimen ini dilakukan oleh Robert Millikan (1868-1953) yang dikenal dengan eksperimen tetes minyak (oil-drop exprmnt), yaitu menentukan muatan elektron. Adapun eksperimen tetes minyak Millikan adalah sebagai berikut. Tetesan minyak bentuk sferis yang sangat kecil dihasilkan dari alat atomizer. Massa tetesan minyak ditentukan dari volumenya (dengan mengukur radius dari tetesan menggunakan mikroskop) dan densitas minyak telah diketahui. Beberapa tetes minyak jatuh ke bawah melewati lubang pada plat. Iradiasi dengan sinar-X menyebabkan beberapa tetes minyak bermuatan negatif. Apabila tegangan antara dua pelat dinaikkan, maka tetes minyak yang bermuatan negatif akan jatuh lebih lambat karena tetes minyak ditarik oleh pelat positif yang berada di atas dan ditolak oleh pelat yang berada di bawah. Pada satu tegangan tertentu, gaya listrik (ke atas) dan gaya gravitasi (ke bawah) pada tetes minyak tepat berada pada keadaan setimbang, maka tetes minyak tetap stasioner (diam). Dengan mengetahui tegangan pada saat itu dan massa tetes minyak, maka nilai muatannya dapat ditentukan. Semua muatan yang diukur oleh Millikan adalah perkalian antara bilangan bulat dengan angka yang sama. Millikan mengasumsikan bahwa muatan terkecil adalah muatan

satu elektron, yang besarnya adalah 1,60218 x 10-19 coulomb. Dengan demikian massa elektron dapat dihitung berdasarkan nilai rasio e/m dan muatan elektron:

Nilai ini hanya sekitar 1/1836 dari massa atom hidrogen (atom paling ringan). Eksperimen Millikan merupakan yang pertama untuk memperkirakan bahawa atom mengandung sejumlah (bilangan bulat) elektron.

SINAR KANAL DAN PROTON Pada th 1886, Eugen Goldstein (1850-1930) pertama kali mengamati bahwa tabung sinar katoda juga menghasilkan aliran partikel bermuatan positif yang bergerak ke arah katoda, yang disebut sebagai sinar kanal. Karena partikel ini diamati seringkali melewati terowongan atau kanalmenembus elektroda negatif. Sinar positif atau ion positif ini dihasilkan jika atom-atom gas dalam tabung kehilangan elektron-elektronnya. Ion positif dihasilkan dari proses

Elemen yang berbeda menyebabkan ion positif memiliki rasio e/m yang berbeda juga. Keteraturan nilai e/m untuk ion-ion yang berbeda memberikan ide bahwa ada unit muatan positif dalam proton. Proton merupakan partikel fundamental dengan muatan yang sama (besarnya) tetapi berlawanan tandanya dengan elektron. Massanya hampir 1836 kali massa elektron. Berikut keterangan eksperimen. Tabung sinar katoda dengan disain yang berbeda dan katoda yang dilubangi.Tabung jenis ini digunakan untuk menghasilkan sinar kanal dan untuk menunjukkan bahwa partikel bergerak menuju katoda. Seperti sinar katoda, sinar positif ini dibelokkan oleh medan listrik dan medan magnet, tetapi dengan arah yang berlawanan dari sinar katoda. Partikel sinar kanal memiliki rasio e/m beberapa kali lebih kecil daripada elektron, karena massanya yang lebih besar. Jika digunakan elemen lain dalam tabung, maka dapat diamati ion positif dengan rasio e/m yang berbeda.

Rutherford dan Inti Atom

Pd awal 1900, telah diketahui dengan jelas bahwa atom mengandung dua daerah bermuatan positif dan negatif. Pertanyaan yang muncul adalah bagaimana muatan-muatan tersebut terdistribusi? Pandangan dominan saat itu adalah model atom J.J. Thompson; yaitu muatan positif diasumsikan terdistribusi secara merata dalam atom. Muatan negatif digambarkan seperti buah plum dalam puding, yaitu berada di dalam & diantara distribusi muatan positif (model ini dikenal dengan model puding plum). Setelah Thompson mengembangkan modelnya, pengamatan struktur atom secara besar-besaran dilakukan oleh salah satu mahasiswa Thompson, yaitu Ernest Rutherford (18711937). Pd th 1909, Ernest Rutherford telah menetapkan bahwa partikel alpha adalah partikel bermuatan positif. Partikel alpha dipancarkan pada energi kinetik tinggi oleh atom radioaktif (yaitu atom yang dapat meluruh secara spontan). Pd 1910, tim Rutherford melakukan serangkaian eksperimen, yaitu memapari (bombardir) lapisan emas yang sangat tipis dengan partikel alpha (dari sumber radioaktif). Tabir/layar zinc sulfida yang dapat berpendar ditempatkan di belakang lapisan emas untuk menunjukkan hamburan partikel alpha oleh lapisan emas (lihat gambar). Kerlipan (cahaya) pada tabir, yang disebabkan oleh partikel alpha secara individu, dicacah (dihitung) untuk menentukan jumlah relatif partikel alpha yang dibelokkan pada berbagai sudut. Jika model Thompson benar, maka suatu partikel alpha yang melintasi lapisan emas akan dibelokkan dengan sudut yang sangat kecil. Pada kenyataannya semua partikel alpha yang melewati lapisan emas mengalami pembelokan yang sangat sedikit bahkan ada yang tidak dibelokkan. Namun beberapa partikel dibelokkan dengan sudut yang sangat besar dan bahkan ada yang dibalikkan ke arah datangnya partikel alpha. Partikel alpha yang dihamburkan ini disebabkan karena penolakan dari daerah yang sangat masif (dense) dengan muatan positif pada lapisan emas. Rutherfor menyimpulkan bahwa massa daerah tersebut hampir sama dengan atom emas, tetapi diameternya tidak lebih dari 1/10.000 dari atom. Beberapa eksperimen dengan lapisan dari berbagai jenis logam memberikan hasil yang sama. Hasil pengamatan tersebut ternyata tidak sesuai dengan teori struktur atom sebelumnya. Rutherfor menduga bahwa tiap atom mengandung bagian kecil, bermuatan positif, pusat yang masif, yang dikenal sebagai inti atom. Kebanyakan partikel alpha melewati lapisan logam tidak dibelokkan (didefleksikan) karena atom sebagian besar terdapat ruang kosong yang hanya dihuni oleh elektron yang sangat kecil. Beberapa partikel alpha

yang dibelokkan adalah partikel yang melewati dekat dengan inti yang bermassa dan bermuatan besar. Rutherford dapat menentukan besarnya muatan positif dalam inti atom, gambaran tentang struktur atom yang dikembangkannya disebut sebagai model atom Rutherford. Atom terdiri dari inti yang sangat kecil, bermuatan positif yang sangat dense yang dikelilingi oleh awan elektron pada jarak yang relatif jauh dari intinya.

NEUTRON

Partikel fundamental ketiga adalah neutron, yang ditemukan oleh James Chadwick (1891-1974) melalui eksperimen membombardir Be dengan partikel berenergi tinggi. Eksperimen berikutnya menunjukkan bahwa hampir semua elemen sampai dengan K (potasium), elemen 19, menghasilkan neutron jika elemen tasb dibombardir dengan partikel berenergi tinggi. Neutron merupakan partikel tidak bermuatan dengan massa yang sedikit lebih besar daripada proton. Atom terdiri dari inti yang sangat kecil dan sangat dense dikelilingi oleh awan elektron pada jarak yang relatif besar dari intinya. Semua inti mengandung proton; inti dari semua atom kecuali hidrogen juga mengandung neutron. Inti atom berdiameter kira-kira 10-5 nanometer (nm); diameter atom kira-kira 0,1 nm. Dapat dibayangkan sebagai berikut: kita membuat model atom dengan bola basket (diameter 9,5 inci) sebagai inti; pada skala ini model atom sekitar 6 mil diameternya.

NOMOR MASSA DAN ISOTOP

Kebanyakan elemen terdiri dari atom yang massanya berbeda, disebut sebagai isotop. Isotop dari elemen tertentu terdiri dari jumlah proton yang sama (dan juga jumlah elektron yang sama), tetapi massanya berbeda karena jumlah neutron berbeda. Sebagai contoh hidrogen memiliki 3 isotop disebut hidrogen, deuterium, tritium. Ketiga bentuk hidrogen menunjukkan sifat yang hampir sama. Nomor massa suatu atom adalah jumlah dari proton dan neutron dalam inti atom. Cara penulisan suatu elemen adalahA ZE,

E adalah elemen, A adalah nomor massa, Z adalah nomor atom.

SPEKTROMETRI MASSA DAN KELIMPAHAN ISOTOP

Spektrometer massa adalah alat yang dapat mengukur rasio muatan-massa dari partikel bermuatan. Sampel gas pada tekanan yang sangat rendah dibombardir dengan elektron berenergi tinggi. Hal ini menyebabkan elektron dalam molekul gas dikeluarkan dari sistemnya (molekul), menghasilkan ion positif. Ion positif dipercepat dalam medan listrik dan selanjutnya dipercepat dalam medan magnet. Medan magnet akan membelokkan ion-ion dari jalur lurusnya. Tingkat berkas ion didefleksikan tergantung pada 4 faktor, yaitu: 1. Besarnya tegangan pemercepat (kekuatan medan listrik). Semakin tinggi tegangan akan menghasilkan berkas partikel yang bergerak lebih cepat, yang didefleksikan kurang dari berkas partikel yang bergerak lebih lambat yang dihasilkan oleh tegangan yang lebih rendah. 2. Kekuatan medan magnet. Semakin kuat medan magnet menyebabkan defleksi (pembelokan) lebih besar daripada medan yang lemah. 3. Massa partikel. Karena inersia, maka partike yang lebih berat didefleksikan kurang dari partikel yang lebih ringan (dengan catatan keduanya memiliki muatan yang sama). 4. Muatan partikel. Partikel bermuatan lebih besar akan berinteraksi lebih kuat dengan medan magnet sehingga akan didefleksikan lebih besar daripada partikel yang bermassa sama tetapi muatan lebih kecil.

Spektrometer massa digunakan untuk mengukur massa isotop dan kelimpahan isotop (jumlah relatif isotop). Helium terdapat di alam sebagian besar dalam bentuk atomnya dapat ditentukan dalam eksperimen seperti pada Fig 5-8. Berkas ion Ne+ dalam spektrometer massa dipecah (split) menjadi 3 bagian. Hal ini menunjukkan bahwa neon terdapat di alam dalam 3 isotop yaitu20 21 22 10 Ne, 10 Ne, 10 Ne .

4 2 He .

Massa

Dalam

gambar unsur Ne dengan massa 19,99244 memiliki kelimpahan terbesar 90,48% (karena puncaknya tertinggi).

BERAT ATOM

STRUKTUR ELEKTRON ATOM

Model atom Rutherford memiliki beberapa keterbatasan, karena tidak dapat menjelaskan beberapa pertanyaan berikut: mengapa unsur yang berbeda memiliki sifat kimia dan fisis yang berbeda

mengapa terbentuk ikatan kimia mengapa tiap unsur membentuk senyawa dengan formula yang khas bagaimana dapat atom dari unsur yang berbeda melepaskan atau menyerap cahaya hanya warna yang khas. Untuk memahami, maka pertama harus mempelajari tentang susunan elektron dalam atom. Teori susunan atom tersebut sebagian besar didasarkan pada pelepasan atau serapan cahaya oleh atom. Untuk mempelajari susunan elektron dalam atom, didasarkan dari informasi yang diturunkan dari spektra emisi atom, yaitu garis atau pita yang dihasilkan pada film fotografi oleh radiasi yang melewati prisma kaca refraksi. Untuk membantu memahami spektra atom, maka perlu mengetahui tentang radiasi elektromagnetik. Radiasi elektromagnetik merupakan bentuk energi yang terdiri dari medan listrik dan medan magnet dengan perulangan yang bervariasi. Radiasi elektromagnetik yang paling sering dilihat adalah sinar tampak. Radiasi ini memiliki panjang gelombang antara 4 x 10-7m (ungu/violet) sampai dengan 7,5 x 10-7m (merah). Jika dinyatakan dalam frekuensi antara 7,5 x 1014 Hz sampai dengan 4 x 1014 Hz (merah). Dalam vakum, kecepatan radiasi elektromagnetik (c) adalah sama untuk semua panjang gelombang, 2,99792458 x 108 m/s. Hubungan antara panjang gelombang dan frekuensi dari radiasi elektromagnetik adalah

Telah dijelaskan cahaya sebagai bentuk gelombang. Pada kondisi tertentu, cahaya juga kemungkinan digambarkan sebagai partikel atau foton. Sesuai dengan ide dari Max Planck, yang menyatakan bahwa setiap foton cahaya memiliki jumlah tertentu (a quantum) energi. Energi foton cahaya dapat ditentukan dari persamaan Planck

dalam hal ini h adalah konstanta Planck 6,6260755 x 10-34 J.s, dan adalah frekuensi cahaya. Besarnya energi berbanding lurus dengan frekuensi.

SPEKTRA ATOM DAN ATOM BOHR

Jika arus listrik dilewatkan dalam tabung vakum gas pada tekanan yang sangat rendah, cahaya yang dipancarkan gas dapat didispersikan oleh prisma menjadi garis-garis yang

berbeda. Spektrum emisi seperti ini dideskripsikan sebgai spektrum garis terang. Garis-garis dapat dicatat/direkam secara fotografis, dan panjang gelombang cahaya yang dihasilkan tiap garis dapat dihitung dari posisi garis pada fotografi. Eksperimen lain adalah dengan melewatkan berkas cahaya putih (yang mengandung distribusi kontinyu panjang gelombang) melalui gas dan menganalisis berkas yang muncul. Sebagai hasilnya, hanya panjang gelombang tertentu yang diserap. Panjang gelombang yang diserap dalam spektrum absorpsi juga dilepaskan pada eksperimen emisi. Masing-masing garis spektral berkaitan dengan panjang gelombang tertentu dari cahaya sehingga jumlah tertentu energi baik yang diserap maupun yang diemisi. Atom dari suatu unsur menunjukkan serangkaian garis karakteristik pada spektrum emisi atau absorpsi. Spektra-spektra ini dapat menjadi fingerprint untuk mengidentifikasi berbagai unsur yang ada dalam sampel, bahkan dalam jumlah trace. Jika arus listrik dilewatkan melalui gas hidrogen pada tekanan sangat rendah, maka dihasilkan beberapa rangkaian garis dalam spektrum hidrogen. Garis-garis ini diamati secara intensif oleh banyak ilmuwan. Johann Balmer (1825-1898) dan Johannes Rydberg (18541919) menunjukkan bahwa panjang gelombang pada berbagai garis dalam spektrum hidrogen dihubungkan dengan persamaan matematis:

Dalam hal ini R = 1,097 x 107 m-1 yang dikenal sebagai konstanta Rydberg, n adalah bilangan bulat positif (nilai n1 lebih kecil daripada n2). Persamaan Balber-Rydberg diturunkan dari pengamatan bukan teori, sehingga disebut sebagai persamaan empiris. Pd th 1913, Niels Bohr (1885-1962), menjelaskan tentang pengamatan Balmer dan Rydberg. Dia menuliskan persamaan yang menggambarkan tentang elektron atom hidrogen sebagai partikel yang mengelilingi inti atom dalam lintasan lingkaran. Dia mengasumsikan bahwa energi elektronik adalah terkuantisasi: yaitu, hanya nilai tertentu dari energi elektronik yang mungkin ada. Hal ini menyebabkan dia menduga bahwa elektron hanya dapat berada pada orbit diskrit tertentu dan bahwa elektron menyerap atau memancarkan energi pada jumlah diskrit selama partikel tersebut bergerak dari satu orbit ke orbit yang lain. Tiap orbit berhubungan dengan tingkat energi tertentu untuk elektron. Jika elektron berpindah dari tingkat energi lebih rendah menuju tingkat energi yang lebih tinggi, maka elektron akan menyerap sejumlah tertentu energi. Jika elektron kembali ke keadaan semula (tingkat energi semula), maka akan memancarkan sejumlah energi yang sama dengan energi yang diserap.

TEORI BOHR DAN PERSAMAAN BALMER-RYDBERG

Dari persamaan matematis yang menggambarkan orbit untuk atom hidrogen, digabungkan dengan asumsi kuantifikasi energi, maka bohr dapat menentukan dua aspek penting untuk tiap orbit yang diperbolehkan: 1. dimana (tempat) elektron terhadap inti, yaitu radius (r) dari orbit melingkar adalah

dalam hal ini n adalah bilangan bulat positif (1, 2, 3,) yang menunjukkan orbitnya, a0 adalah radius Bohr, yang dihitung dengan menggunakan kombinasi konstanta Planck, muatan elektron, dan massanya.

2. Bagaimana menjaga kestabilan elektron dalam orbitnya, yaitu tergantung energi potensialnya (E),

dalam hal ini h adalah konstanta Planck, m = massa elektron. Energi potensial, E, selalu bernilai negatif jika elektron berada di dalam atom; E=0 jika elektron berpindah (keluar) dari atom (n = tidak berhingga). Hasil evaluasi ini ditunjukkan pada Fig 5-17. Semakin besar nilai n, semakin jauh dari inti dan radius orbit bertambah jika kuadrat n bertambah. Karena n naik, n2 naik, 1/n2 berkurang, sehingga energi elektronik bertambah (menjadi semakin negatif dan magnitude nya berkurang). Untuk orbit yang lebih jauh dari inti, energi potensial elektronik semakin tinggi (semakin kurang negatif elektron memiliki tingkat energi yang lebih tinggi atau kurang stabil). Lebih jauh dari inti, orbit yang diperbolehkan semakin jauh jaraknya, tetapi semakin rapat/lebih dekat satu dengan yang lain energinya. Sebagai contoh: jika elektron memiliki n=1, maka digambarkan elektron memiliki jarak paling dekat dengan inti atom dan berenergi paling rendah (paling negatif). Batas yang lain adalah jika n bernilai tidak berhingga, maka elektron berada sangat jauh dari inti atom atau sangat mudah untuk keluar dari atom, energi potensial bernilai paling tinggi yaitu mendekati nol. Tiap garis dalam spektrum emisi menunjukkan perbedaan energi antara dua tingkat energi yang diperbolehkan untuk elektron. Jika elektron berpindah dari tingkat energi n2

menuju tingkat energi n1, perbedaan energi dilepaskan sebagai foton tunggal. Energi foton ini dapat dihitung dengan persamaan Bohr untuk energi,

Saat ini telah diakui bahwa elektron menempati hanya tingkat energi tertentu dalam atom. Pada kebanyakan atom, beberapa perbedaan antar tingkat energi berkaitan dengan energi cahaya tampak. Dengan demikian warna berhubungan dengan transisi elektronik yang ada dalam suatu unsur dapat diamati oleh mata manusia. Meskipun teori Bohr dapat diterapkan untuk menjelaskan spektra hidrogen dan beberapa spesies yang mengandung satu elektron (He+, Li2+, dll), tetapi panjang gelombang dari spektra yang teramati pada spesies yang lebih kompleks tidak dapat dihitung. Asumsi Bohr untuk orbit melingkar (bentuk lingkaran) dimodifikasi oleh Arnold Sommerfeld (18681951) pd tahun 1916, yang berasumsi orbit berbentuk elips. Meski demikian pendekatan Bohr mengalami kegagalan karena merupakan modifikasi mekanika klasik untuk menyelesaikan masalah yang tidak dapat dipecahkan dengan mekanika klasik. Kegagalan mekanika klasik mendorong perkembangan bidang fisika baru, yaitu mekanika kuantum. Namun teori Bohr telah mengenalkan ide bahawa hanya tingkat energi tertentu yang mungkin, yang pada tingkat energi tersebut digambarkan dengan bilangan kuantum yang hanya dapat memiliki nilai tertentu yang diperbolehkan, dan bilangan kuantummenunjukkan sesuatu tentang dimana dan bagaimana elektron stabil berada pada tingkat energi tersebut. Ide teori atom modern telah menggantikan teori Bohr. Tetapi pencapaian yang menunjukkan hubungan antara penataan elektronik dengan deskripsi empiris Balmer dan Rydberg dari serapan cahaya, serta memantapkan kuantisasi energi elektronik, merupakan langkah yang sangat penting menuju pemahaman struktur atom. Dua pertanyaan besar yang masing tersisa tentang elektron dalam atom adalah (1) bagaimana elektron diatur (disusun) dalam atom?

(2) Bagaimana kelakuan elektron-elektron tersebut? Kedua pertanyaan tersebut menjadi latar belakang penggunaan teori atom modern untuk menjawab pertanyaan tersebut.

THE WAVE NATURE OF THE ELECTRON Ide Einstein tentang cahaya dapat menunjukkan baik sifat gelombang maupun sifat partikel menyebabkan Louis de Broglie (1892-1987) mengemukakan bahwa partikel yang sangat kecil, seperti elektron, dapat menunjukkan sifat gelombang pada kondisi tertentu.Pada tesis doktornya (1925), de Broglie memprediksikan bahwa partikel dengan massa m dan kecepatan v akan memiliki panjang gelombang tertentu. Nilai numeris panjang gelombang de Broglie adalah,

Dua tahun setelah prediksi de Broglie, C.Davisson (1882-1958) dan L.H. Germer (1896-1971) di Laboratorium Telepon Bell mendemonstrasikan difraksi elektron dengan menggunakan kristal nikel. Kelakuan ini merupakan karakteristik penting gelombang, yang menunjukkan bahwa elektron memiliki sifat-sifat gelombang. Davisson dan Germer menemukan bahwa panjang gelombang yang berkaitan dengan elektron yang diketahui energinya adalah tepat sama dengan prediksi de Broglie. Eksperimen difraksi yang sama telah berhasil dilakukan untuk partikel lain, seperti neutron.

Dari hasil pada contoh di atas, partikel pada dunia subatomik ternyata sangat berbeda dengan objek makroskopis seperti yang kita kenal. Kelakuan gelombang dari elektron diterapkan pada mikroskop elektron. Peralatan ini dapat memperbesar objek yang jauh lebih kecil daripada yang dapat dilihat dengan mikroskop cahaya.

GAMBARAN MEKANIKA KUANTUM ATOM Melalui jerih payah de Broglie, Davisson dan Germer, serta yang lain, sekarang kita mengetahui bahwa elektron dalam atom dapat diperlakukan sebagai gelombang lebih efektif daripada sebagai partikel kecil kompak yang melewati orbit lingkaran atau elips. Objek besar seperti bola golf dan pergerakannya mengikuti hukum mekanika klasik (hukum Isaac Newton), tetapi tidak untuk partikel yang sangat kecil seperti elektron, atom, dan molekul. Mekanika jenis lain, yang dikenal sebagai mekanika kuantum, yang didasarkan pada sifat gelombang materi, menggambarkan lebih baik kelakuan partikel sangat kecil. Kuantisasi energi merupakan konsekuensi dari sifat-sifat ini.

Satu prinsip mekanika kuantum adalah bahwa kita tidak dapat menentukan dengan pasti jalur gerak elektron mengelilingi inti atom, yang dikenal sebagai ketidakpastian Heisenberg, yang dikemukakan oleh Werner Heisenberg 1927 (1901-1976).

Suatu hal yang tidak mungkin untuk menentukan secara tepat baik momentum maupun posisi elektron (atau partikel yang sangat kecil lainnya) secara bersamaan.

Momentum adalah perkalian antara massa dengan kecepatan, mv. Karena elektron partikel yang sangat kecil dan kecepatannya sangat tinggi, maka pergerakannya dideteksi dengan radiasi gelombang elektromagnetik. Foton yang berinteraksi dengan elektron memiliki energi yang sama dengan elektron. Akibatnya, interaksi foton dengan elektron dapat mengganggu pergerakan elektron. Suatu hal yang tidak mungkin untuk menentukan secara bersamaan baik posisi maupun kecepatan elektron, sehingga perlu menggunakan pendekatan statistik, yaitu probabilitas untuk mendapatkan elektron pada daerah yang spesifik dalam suatu ruang. Dengan menggunakan gagasan tersebut, disusun ide-ide tentang mekanika kuantum: 1. Atom dan molekul dapat berada hanya pada tingkat energi tertentu. Pada setiap tingkat energi, atom atau molekul memiliki energi yang berhingga. Jika atom atau molekul mengalami perubahan tingkat energi, maka harus mengemisi atau menyerap sejumlah energi untuk membawa atom atau molekul tersebut pada tingkat energi yang baru (kondisi kuantum). Atom dan molekul memiliki berbagai bentuk energi. Tetapi untuk hal ini hanya difokuskan pada energi elektronik. 2. Jika atom atau molekul mengemisi atau menyerap radiasi (cahaya), maka energinya akan berubah. Perubahan energi dalam atom atau molekul dihubungkan dengan frekuensi atau panjang gelombang cahaya yang diemisikan atau diserap,

Hilangnya energi (bertambahnya energi) karena atom berpindah dari tingkat energi yang lebih tinggi menuju ke tingkat energi yang lebih rendah (atau sebaliknya) sama dengan energi foton yang diemisikan (atau diserap) selama transisi.

3. Tingkat energi yang diperbolehkan untuk atom dan molekul dideskripsikan dengan serangkaian bilangan yang disebut dengan bilangan kuantum.

Pendekatan matematika untuk mekanika kuantum meliputi perlakuan elektron dalam atom sebagai gelombang berdiri (standing wave). Gelombang berdiri adalah gelombang yang tidak bergerak sehingga memiliki paling tidak satu titik pada saat amplitudonya nol, yang disebut sebagai nodus (node). Sebagai contoh, senar gitar yang dipetik dengan berbagai cara. Karena kedua ujung senar gitar dibuat tetap (nodus), senar dapat bervibrasi hanya dengan cara menghasilkan separuh panjang gelombang pada senar tersebut. Dengan cara yang sama, kita dapat berimajinasi bahwa elektron dalam atom hidrogen berkelakuan sebagai gelombang (ingat hubungan de Broglie pada bab sebelumnya). Elektron dideskripsikan dengan menggunakan matematika gelombang berdiri yang telah diterapkan pada vibrasi senar gitar. Pada pendekatan ini, elektron dikarakterisasi sebagai fungsi gelombang tiga dimensi, . Dalam ruang sekitar inti, hanya ada gelombang tertentu. Setiap gelombang yang diperbolehkan berkaitan dengan tingkat energi stabil untuk elektron dan dideskripsikan sebagai rangkaian tertentu bilangan kuantum.

Perlakuan mekanika kuantum pada atom dan molekul memerlukan matematika tingkat tinggi. Persamaan gelombang Schrdinger mendeskripsikan tingkat energi yang mungkin untuk elektron dalam atom. Setiap penyelesaian dideskripsikan denga serangkaian bilangan kuantum. Bilangan-bilangan ini bersesuaian dengan kesimpulan dari eksperimen dan dari persamaan empiris seperti persamaan Balmer-Rydberg. Penyelesaian persamaan Schrdinger

juga berkaitan dengan bentuk dan orientasi distribusi probabilitas elektron. Orbital atom disimpulkan dari penyelesaian persamaan Schrdinger. Orbital berhubungan langsung dengan bilangan kuantum.

Persamaan ini dapat menyelesaikan dengan tepat hanya untuk spesies yang memiliki satu elektron seperti atom hidrogen, ion He2+ dan ion Li2+. Asumsi untuk penyederhanaan diperlukan untuk menyelesaikan persamaan ini pada atom dan molekul kompleks. Pada tahun 1928, Paul A.M. Dirac (1902-1984) memformulasi ulang mekanika kuantum elektron untuk menghitung efek relativitas, yang kemudian menjadi bilangan kuantum keempat.

BILANGAN KUANTUM Penyelesaian persamaan Schrdinger dan Dirac untuk atom hidrogen menghasilkan fungsi gelombang, , yang menjelaskan berbagai tingkat yang ada untuk hidrogen berelektron tunggal. Setiap tingkat-tingkat yang memungkinkan dideskripsikan dengan 4 bilangan kuantum. Kita dapat menggunakan bilangan kuantum ini untuk menunjukkan susunan (aturan) elektronik pada semua atom, yang disebut sebagai konfigurasi elektron. Bilangan kuantum ini penting untuk mendeskripsikan tingkat energi elektron dan bentuk orbital (deskripsi distribusi elektron dalam ruang). Orbital atom merupakan daerah pada ruang dimana probabilitas untuk mendapatkan elektron adalah tinggi. Masing-masing bilangan kuantum didefinisikan sebagai berikut: 1. Bilangan kuantum utama (principal quantum number), n, merupakan tingkat energi utama, atau kulit (shell), tempat dihuninya elektron. Bilangan ini bernilai integer positif; n = 1, 2, 3, 4, ..

2. Bilangan kuantum momentum angular (angular momentum quantum number), l, menunjukkan bentuk daerah dalam ruang tempat keberadaan elektron. Dalam kulit (shell) kemungkinan terdapat sub-kulit atau sub-tingkat, masing-masing dengan bentuk karakteristik. Bilangan kuantum momentum angular menunjukkan sub-level (subtingkat), atau bentuk spesifik orbital atom tempat keberadaan elektron. Bilangan ini, l, bernilai dari 0 sampai dengan (n-1):

l = 0, 1, 2, 3, .. (n-1)

Dengan demikian nilai maksimum l adalah (n-1). Tiap-tiap sub-level ini ditandai dengan huruf yang berbeda-beda.

l = 0, 1, 2, 3, ., (n-1) s, p, d, f

Pada kulit pertama, nilai maksimum l adalah nol, artinya hanya ada sub-kulit s dan tidak ada sub-kulit p. Pada kulit kedua, nilai l yang mungkin adalah 0 dan 1, artinya pada kulit tersebut ada sub-kulit s dan p.

3. Bilangan kuantum magnetik, ml, menunjukkan orbital spesifik dalam sub-kulit. Orbital-orbital dalam sub-kulit tertentu berbeda pada orientasinya dalam ruang, tetapi tidak pada energinya. Dalam masing-masing sub-kulit, ml dapat bernilai dari l, 0, sampai dengan +l:

Ml = (-l),.., 0, .., (+l) Nilai maksimum ml tergantung pada nilai l. Sebagai contoh jika l = 1 (sub-kulit p) maka ada 3 kemungkinan yaitu 1, 0, +1. Dengan demikian ada tiga daerah berbeda dalam ruang, yang disebut dengan orbital atom, untuk sub-kulit p, yaitu orbital px, py, dan pz. 4. Bilangan kuantum spin, ms, menunjukkan perputaran elektron dan orientasi medan magnet yang dihasilkan dari perputaran elektron. Untuk setiap rangkaian n, l, ml, maka ms adalah +1/2 atau -1/2:

Nilai n, l, dan ml mendeskripsikan orbital atom tertentu. Setiap orbital atom dapat mengakomodasi tidak lebih dari 2 elektron, satu dengan ms = +1/2 dan yang lain ms = -1/2.

ORBITAL ATOM

Pada bagian ini akan dijelaskan tentang distribusi elektron dalam atom. Untuk setiap atom netral, harus dihitung jumlah elektron, jumlah ini sama dengan banyaknya proton dalam inti, yaitu nomor atom. Setiap elektron menempati orbital atom yang didefinisikan dengan serangkaian bilangan kuantum n, l, dan ml. Pada suatu atom, masing-masing orbital dapat ditempati maksimum 2 elektron. Dalam setiap atom, orbital atom secara bersama-sama dapat direpresentasikan sebagai awan diffuse elektron. Kulit utama setiap orbital atom dalam suatu atom diindikasikan dengan bilangan kuantum utama n (dari persamaan Schrdinger). Nilai n = 1 menggambarkan kulit pertama atau kulit terdalam. Kulit atom menunjukkan tingkat energi elektron. Kulit berikutnya memiliki jarak yang semakin jauh dari inti atom. Kapasitas elektron dalam tiap kulit adalah 2n2. Setiap kulit memiliki sub-kulit s (didefinisikan dari l = 0) hanya berisi satu orbital atom s (didefinisikan dari ml = 0). Untuk setiap penyelesaian persamaan mekanika kuantum, maka dapat ditentukan densitas probabilitas elektron (seringkali disebut sebagai densitas elektron) di setiap titik dalam atom. Parameter ini merupakan probabilitas untuk mendapatkan elektron pada titik tersebut. Densitas elektron sebanding dengan r22, dalam hal ini r adalah jarak dari inti atom. Pada Fig 5-20, densitas probabilitas elektron digambarkan terhadap jarak dari inti untuk orbital s. Pada gambar tersebut ditunjukkan bahwa kurvanya mirip. Orbital s dideskripsikan sebagai bentuk bulat simetris, seperti bola basket. Awan elektron (densitas elektron) untuk orbital atom 1s, 2s, dan 3s ditunjukkan pada Fig 5-21. Awan elektron merupakan tiga dimensi tetapi hanya digambarkan penampang lintangnya saja.

Pada kulit kedua, setiap kulit mengandung sub-kulit p selain s. Setiap sub-kulit ini terdiri dari rangkaian 3 orbital atom, berkaitan dengan 3 nilai yang diperbolehkan ml (-1, 0, +1) jika l = 1, yaitu untu 2p, 3p, 4p, 5p, dan seterusnya. Orbital atom p terdiri dari 3 buah

bentuk dumbbell yang saling tegak lurus (Fig 5-22). Inti atom didefinisikan sebagai pusat dari koordinat kartesian (lihat Fig 5-23a). Subscript x, y, z menunjukkan sumbu dimana masingmasing orbital diarahkan. Tiga orbital atom p ditunjukkan pada Fig 5-23b.

Fig 5-22

Fig.5-23

Fig 5-21

Pada kulit ketiga, masing-masing kulit juga terdiri dari 3 sub-kulit (l = 2) yang tersusun dari serangkaian 5 orbital atom d (ml = -2, -1, 0, +1, +2), yaitu 3d, 4d, 5d, dan seterusnya. Bentuk orbital ditunjukkan pada Fig 5-24.

Fig 5-24

Pada kulit keempat terdapat juga keempat sub-kulit yang mengandung serangkaian 7 orbital atom f (l = 3, ml = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3), yang bentuknya ditunjukkan pada Fig 525. Dengan demikian telah diketahui bahwa kulit pertama hanya terdiri dari satu orbital 1s; kulit kedua terdiri dari orbital 2s dan 2p; orbital ketiga terdiri dari 3s, 3p, dan 3d; kulit keempat terdiri dari orbital 4s, 4p, 4d, dan 4f.

Fig 5-25

Fig 5-27

Ukuran orbital semakin besar dengan bertambahnya n dan bentuk sesungguhnya dari orbital p adalah diffuse seperti yang ditunjukkan pada Fig 5-26. Pada bagian ini bilangan kuantum spin tidak dibicarakan karena bilangan ini hanya memiliki 2 nilai untuk masingmasing orbital yaitu +1/2 atau -1/2. Elektron bermuatan negatif dan partikel ini berkelakuan seolah-olah sedang berputar pada sumbu tengahnya, seperti magnet yang sangat kecil. Pergerakan elektron menimbulkan medan magnet, dan dapat berinteraksi satu dengan yang lain. Dua elektron dalam orbital yang sama memiliki ms yang nilainya berlawanan, dikatakan sebagai spin yang berpasangan (lihat Fig 5-27). Dalam bentuk tabular, beberapa informasi penting perlu diperhatikan. Bilangan kuantum utama n menunjukkan kulit utama. Banyaknya sub-kulit per kulit adalah n, banyaknya orbital atom per kulit adalah n2, dan jumlah elektron maksimum per kulit adalah 2n2, kare setiap orbital atom terdiri dari 2 elektron.

KONFIGURASI ELEKTRON Persamaan Schrdinger lebih kompleks untuk atom yang memiliki lebih dari satu elektron dan penyelesaian eksplisit untuk persamaan ini tidak mungkin bahkan untuk helium. Oleh karena itu perlu pendekatan untuk menyelesaikan persamaan Schrdinger untuk elektron banyak, yang dikenal dengan pendekatan orbital (orbital approximation). Pada pendekatan ini, awan elektron atom diasumsikan menjadi superposisi awan muatan, atau orbital, yang timbul dari elektron-elektron secara individu; orbital ini mirip seperti orbital atom hidrogen (yang penyelesaiannya secara tepat telah diketahui). Setiap elektron dideskripsikan dengan bilangan kuantum (n, l, ml, dan ms) yang telah digunakan untuk atom hidrogen. Tetapi energi orbital seringkali berbeda dengan hidrogen. Akan dicoba untuk mengetahui struktur elektronik atom dari unsur-unsur yang berbeda. Susunan (pengaturan) elektronik yang akan dideskripsikan untuk tiap atom disebut sebagai konfigurasi elektron tingkat dasar (ground state electron configuration), yaitu atom yang memiliki tingkat energi terendah, atau tidak tereksitasi. Untuk menentukan konfigurasi elektron digunakan prinsip Aufbau, Setiap atom dibangun dengan (1) menambahkan jumlah yang tepat proton dan neutron yang dikenal dengan nomor atom dan nomor massa, dan (2) menambahkan sejumlah elektron yang diperlukan dalam orbital sedemikian rupa sehingga didapatkan energi total terendah untuk atom. Energi orbital meningkat dengan bertambahnya nilai bilangan kuantum n. Untuk nilai n tertentu, energi akan bertambah dengan bertambahnya nilai l. Dengan kata lain, dalam kulit utama tertentu, sub-kulit s merupakan energi terendah, sub-kulit p merupakan energi rendah berikutnya, kemudian d, f, dan seterusnya. Sebagai hasil perubahan pada muatan inti dan

interaksi diantara elektron-elektron dalam atom, energi orbital dapat bervariasi dari atom ke atom. Dua aturan umum yang dapat digunakan untuk memprediksi konfigurasi elektron: 1. Elektron dimasukkan dalam orbital diatur berdasarkan kenaikan nilai (n+l) 2. Untuk sub-kulit dengan nilai (n+l) yang sama, elektron dimasukkan pertama-tama ke dalam sub-kulit dengan nilai n yang lebih rendah.

Sebagai contoh, sub-kulit 2s memiliki (n+l = 2+0 = 2), dan sub-kulit 2p memiliki (n+l = 2 +1 = 3), sehingga sub-kulit 2s diisi terlebih dahulu sebelum sub-kulit 2p (aturan 1). Aturan ini juga memprediksikan bahwa sub-kulit 4s (n+l = 4+0 = 4) akan diisi sebelum sub-kulit 3d (n+l = 3+2 = 5). Aturan kedua (2) menyebutkan bahwa sub-kulit 2p (n+l = 2+1 = 3) diisi lebih dahulu sebelum 3s (n+l = 3+0 =3), karena 2p memiliki nilai n yang lebih rendah. Lihat Fig 528 dan Fig 5-29. Pengamatan konfigurasi elektron pada energi total terendah tidak selalu sesuai dengan prediksi aturan Aufbau, terutama untuk unsur-unsur golongan B pada tabel periodik. Struktur elektronik atom diatur dengan prinsip larangan Pauli (The Pauli Exclusion Principle): Tidak ada dua elektron dalam atom yang memiliki empat bilangan kuantum yang sama

Orbital dideskripsikan dengan nilai tertentu n, l, ml. Dua elektron dapat menempati orbital yang sama hanya jika elektron memiliki spin yang berlawanan, ms. Dua elektorn semacam ini dalam orbital yang sama disebut berpasangan. Untuk penyederhanaan, kita menandai orbital atom dengan _ dan menunjukkan elektron tidak berpasangan sebagai spin berpasangan sebagai . dan elektron dengan

Fig 5-28

Baris 1. Kulit pertama hanya terdiri dari satu orbital atom, 1s, sehingga maksimum hanya terdiri dari 2 elektron. Hidrogen hanya terdiri dari satu elektron. Helium, gas mulia, memiliki kulit utama pertama yang terisi penuh (2 elektron). Atomnya sangat stabil sehingga tidak ada reaksi kimia helium yang diketahui.

Baris 2. Unsur-unsur dengan nomor atom 3 sampai 10 menempati periode kedua, atau baris horisontal, dalam tabel periodik. Pada atom neon, kulit utama kedua terisi penuh dengan elektron. Neon, gas mulia, merupakan unsur yang sangat stabil. Tidak ada reaksi dengan unsur ini yang telah diketahui.

Fig 5-29

Telah diketahui bahwa beberapa atom memiliki elektron tidak berpasangan dalam serangkaian orbital ekivalen energinya yang sama atau degenerate. Dua elektron dapat menempati orbital atom (dengan nilai n, l, dan ml yang sama) hanya jika spinnya berpasangan. Tetapi, bahkan dengan spin berpasangan, dua elektron yang berada pada orbital

yang sama dapat tolak menolak satu dengan yang lain lebih kuat daripada dua elektron pada orbital yang berbeda (tetapi energinya sama). Untuk itu digunakan aturan Hund,

Elektron-elektron menempati semua orbital sub-kulit secara tunggal (sendiri) sebelum mulai berpasangan. Elektron-elektron tidak

berpasangan ini memiliki spin paralel.

Sebagai contoh, karbon memiliki dua elektron tidak berpasangan pada orbital 2p dan nitrogen (N) memiliki 3.

Bahan yang mengandung elektron tidak berpasangan akan lemah ditarik ke dalam medan magnet, disebut sebagai paramagnetik. Sebaliknya, jika bahan tersebut mengandung elektron yang semuanya berpasangan maka akan sangat lemah ditolak oleh medan magnet dan disebut sebagai diamagnetik. Efek magnetik dapat diukur dengan menggantungkan pipa uji yang penuh berisi bahan pada timbangan dengan benang (lihat Fig-5-30). Jika arus dialirkan, bahan paramagnetik seperti CuSO4 akan ditarik ke dalam medan magnet

Fig 5-30

Paramagnetik akan bertambah dengan semakin banyaknya jumlah elektron yang tidak berpasangan. Beberapa logam transisi dan ion-ion memiliki satu atau lebih elektron tidak berpasangan dan bersifat paramagnetik. Tiga logam besi (Fe, Co, dan Ni) merupakan unsur bebas yang menunjukkan sifat ferromagnetik. Sifat ini sangat kuat dibanding dengan paramagnetik; yang dapat menyebabkan bahan menjadi magnet permanen jika ditempatkan dalam medan magnet. Hal ini terjadi karena spin elektron yang orientasinya acak dapat disejajarkan dengan adanya

medan magnet. Untuk menunjukkan ferromagnetik, atom harus di dalam jangkau ukuran yang tepat sehingga elektron yang tidak berpasangan pada atom sebelahnya dapat berinteraksi secara kooperatif satu dengan lainnya, tetapi tidak menyebabkan sampai berpasangan.

Baris 3. Unsur berikutnya di atas neon adalah natrium. Mulai unsur ini harus menambahkan elektron pada kulit ketiga. Unsur 11 sampai 18 menempati periode ketiga dalam tabel periodik.

Meskipun kulit ketiga belum terisi (orbital d masih kosong), argon adalah gas mulia. Semua gas mulia memiliki konfigurasi elektron ns2 np6. Gas mulia sangat tidak reaktif.

Baris 4 dan 5. Elektron menempati orbital yang tersedia sehingga atom memiliki energi total terendah. Mengisi orbital 4s sebelum 3d akan menghasilkan total energi lebih rendah daripada susunan yang lainnya. Sesuai dengan aturan Aufbau, 4s harus diisi sebelum 3d. Secara umum, orbital (n+1)s diisi sebelum orbital nd, disebut aturan (n+1).

Setelah sublevel 3d diisi dengan kapasitas elektron 10, orbital 4p diisi berikutnya, sampai dengan gas mulia kripton. Kemudian orbital 5s, 5 orbital 4d, dan 3 orbital 5p diisi ssampai dengan xenon. Berikut ini akan dicermati struktur elektronik 18 unsur pada periode keempat lebih detil. Beberapa unsur ini memiliki elektron di orbital d. Seperti yang telah dipelajari konfigurasi elektron ini, sebaiknya kita dapat mencermati seberapa banyak unsur-unsur tsb dapat diprediksikan dari aturan Aufbau. Tetapi, untuk orbital 3d, dari30Zn, 21Sc

sampai dengan

orbital-orbital ini tidak terisi dengan teratur. Jika orbital 3d diisi, maka energinya akan

semakin dekat dengan orbital 4s dan akhirnya menjadi lebih rendah. Jika pengisian elektron pada unsur kromium sesuai dengan konfigurasi yang diharapkan, maka seharusnya menjadi [Ar]4s2 3d4. Tetapi bukti kimia dan spektroskopi bahwa konfigurasi Cr hanya memiliki satu elektron dalam orbital 4s, [Ar]4s1 3d5. Untuk unsur ini, orbital 4s dan 3d energinya bernilai hampir sama. Enam elektron dalam enam orbital yang memiliki nilai energi hampir sama

ternyata lebih stabil jika semua elektronnya tidak berpasangan, daripada seperti yang diprediksikan

,

Unsur-unsur berikutnya, Mn sampai dengan Ni, memiliki konfigurasi seperti yang diprediksikan Aufbau, kemungkinan karena pembentukan sepasang elektron pada orbital 4s (lebih besar) adalah lebih mudah daripada di orbital 3d (lebih kecil, kurang diffuse). Untuk Cu, energi 3d lebih rendah daripada 4s, sehingga energi total konfigurasi [Ar] 4s1 3d10 lebih rendah daripada [Ar] 4s2 3d9.

PERKECUALIAN ATURAN AUFBAU Ada beberapa perkecualian konfigurasi elektron dari yang diprediksikan prinsip Aufbau. Harus dipahami bahwa prinsip Aufbau dan aturan (n+1) hany menyajikan panduan umum dan sebaiknya tidak dipandang sebagai aturan yang baku; energi total atom serendah mungkin. Beberapa alasan untuk pengecualian adalah: 1. Aturan Aufbau untuk energi orbital didasarkan pada perhitungan untuk atom hidrogen yang hanya teridri dari satu elektron. Energi orbital juga tergantung faktor-faktor tambahan seperti muatan inti dan interaksi elektron pada orbital yang berbeda. 2. Skala energi bervariasi terhadap nomor atom 3. Beberapa orbital saling berdekatan, sehingga aturan dapat berubah, tergantung pada okupansi orbital lain.

SOAL-SOAL LATIHAN 1. Perkiraan radius atom hidrogen adalah 0,0529 nm dan radius proton adalah 1,5 x 10-15m. Diasumsikan bahwa baik atom hidrogen maupun proton berbentuk sferis. Tentukan fraksi ruang dalam atom hidrogen yang ditempati oleh inti atom. 2. Perkiraan radius neutron adalah 1,5 x 10-15 m, dan memiliki massa 1,675 x 10-27 kg. Tentukan densitas neutron.

3. Lengkapilah tabel A berikut.

4. Berat atom litium adalah 6,941 sma. Dua isotop litium yang ada di alam memiliki massa 6,01512 sma (6Li) dan 7,01600 sma (7Li). Tentukan persentase 6Li.

5. Unsur brom tersusun dari

79 35 Br dengan

massa 78,9183 sma (50,69%) dan

81 35 Br dengan

massa 80,9163 sma (49,31%). Tentukan berat atom unsur brom.

6. Tentukan panjang gelombang (m) radiasi dari beberapa frekuensi berikut ini: (a) 5,60 x 1015 s-1; (b) 2,11 x 1014 s-1; (c) 3,89 x 1012 s-1. 7. Tentukan frekuensi radiasi untuk panjang gelombang berikut ini: (a) 8973 A ; (b) 492 nm; (c) 4,92 cm; (d) 4,55 x 10-9 cm. 8. Tentukan energi foton pada nomor 6, dalam satuan joule per foton. Berada di daerah spektrum elektromagnetik manakah radiasi tersebut.0

9. Ion litium yang tereksitasi memancarkan radiasi pada panjang gelombang 670,8 nm di daerah sinar tampak. Tentukan: (a) frekuensi; (b) energi foton; (c) Apa warna cahaya yang dipancarkan. 10. Diasumsikan bahwa energi cahaya sebesar 10-17 J diperlukan oleh mata manusia untuk melihat objek. Berapa banyak foton cahaya hijau (panjang gelombang = 495 nm) yang diperlukan untuk menghasilkan energi minimum tersebut.

11. Atom hidrogen menyerap energi sehingga elektron tereksitasi ke tingkat energi n = 7. Elektron akan mengalami transisi sebagai berikut: (1) n = 7 n = 1 (2) n = 7 n = 2 (3) n = 2 n = 1 Transisi manakah yang akan menghasilkan (a) energi terendah; (b) frekuensi tertinggi; (c) panjang gelombang terpendek; (d) berapakah frekuensi foton yang dihasilkan dari transisi n=6n=1

12. Berapa jumlah elektron maksimum dalam atom yang ditunjukan dengan bilangan kuantum berikuti ini: (a) n = 3 dan l = 1 (c) n = 3 , l = 2, dan ml = -1 (e) n = 3 , l = 2, dan ml = 0 dan ms = - 13. Tentukan nilai n dan l untuk sub-kulit berikut ini: (a) 1s (b) 4s; (c) 3p; (d) 3d ; (e) 4f (b) n = 3 dan l = 2 (d) n = 3, l = 1 , dan ml = -1