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 terus-

menerus, 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

berkas sinar katoda

merambat lurus

Sinar katoda bergerak lurus. Bila benda tak tembus pandang

diletakkan melintasi jalur berkas sinar katoda, maka akan

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

bermuatan negatif.

Bila medan listrik diaplikasikan pada jalur sinar katoda, maka

berkas sinar tersebut akan berbelok kearah kutub bermuatan

positif dari medan listrik.

4. Sifat sinar katoda

tidak bergantung

pada material

katoda.

Logam apapun yang digunakan sebagai katoda, berkas sinar

katoda yang dihasilkan sama.

5. e/m partikel

penyusun sinar

katoda sama

Perbandingan massa dan muatan (e/m) partikel sinar katoda yang

diperoleh dengan memvariasikan gas yang mengisi tabung sinar

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 sifat-

sifat 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

c. Jika elektron tertarik ke inti dan dimiliki oleh orbit n, energi dipancarkan dan

energi elektron menjadi lebih rendah sebesar

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 atom-

atom 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 maka

menjadi besar dan sebaliknya, jika kesalahan posisi diperkecil 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 sub-

kulit 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

kuantum

utama (n)

Bilangan Kuantum

azimut yang mungkin

Jenis Sub-kulit Jumlah

sub -kulit

K 1 0 1s 1

L 2 0 2s2

1 2p

M 3

0 3s

31 3p

2 3d

N4

0 4s

41 4p

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- y

2 dan dz2

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.

mengarah diantara sumbumengarah pada sumbu

Gambar Orbital d

Tabel Harga (n+ l) dan tingkat energi sub-kulit

sub

kulit1s 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

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 2px

0 2pz0

Diagram orbital

Kemungkinan kedua 2s2 2px0 2py

1 2pz0

Diagram orbital

Kemungkian ketiga 2s2 2px0 2py

0 2pz1

Diagram orbital

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.