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.