Berkelas

BAB 7 Fisika Atom

Kompetensi Dasar: Standar Kompetensi: Menganalisis berbagai besaran fsis pada gejala kuantumdan batas-batas berlakunya relativitas Einstein dalam paradigma fisika modern. Kompetensi Dasar: Mendeskripsikan perkembangan teori atom.

A. Perkembangan Teori Atom 1. Konsep Atom Demokritus Konsep atom pertama kali dikemukakan oleh Demokritus (460-370 SM), seorang ahli filsafat Yunani, yang menyatakan bahwa tiap zat atau materi dapat dibagi atas bagian-bagian yang lebih kecil, sampai mencapai bagian yang terkecil yang tidak dapat dibagi lagi. Bagian terkecil dari zat atau materi yang tidak dapat dibagi, disebut atom. 2. Teori Atom Dalton Pada tahun 1802 seorang ahli fisika dan kimia berkebangsaan Inggris bernama John Dalton (1766–1844) Teorinya, antara lain sebagai berikut. Semua materi tersusun dari partikel-partikel yang sangat kecil yang tidak dapat dibagi lagi yang disebut atom. b. Setiap unsur tersusun dari atom-atom yang sama dan tidak dapat berubah menjadi atom unsur lain.

c. Dua atom atau lebih yang berasal dari unsur-unsur yang berlainan dapat membentuk suatu molekul. Molekul ini adalah bagian dari senyawa yang ter kecil. d. Pada reaksi kimia, atom-atom berpisah, kemudian bergabung lagi dengan susunan yang berbeda dengan semula, tetapi massa keseluruhan tetap. Hipotesa Dalton digambarkan dengan model atom sebagai bola pejal seperti bola tolak peluru. Kelemahan teori Dalton ialah yang menyatakan bahwa atom tidak dapat dipecah-pecah lagi. Hal itu ternyata bertentangan dengan hasil percobaan.

3. Model Atom Thomson Pada tahun 1897, seorang ahli fisika berkebangsaan Inggris, yang bernamaJ.J. Thomson (1856–1940), berhasil menemukan bagian dari atom yang bermuatan negatif, yaitu elektron. Ia menggunakan tabung sinar katode (CRT/Cathode Ray Tube) dalam penemuannya tersebut. Dengan ditemukannya elektron yang menjadi bagian dari atom, pada tahun 1904, Thomson mengemukakan suatu model atom. Menurut Thomson, Atom berbentuk bola pejal yang bermuatan listrik negatif berupa elektron yang tersebar merata di seluruh bagian atom.

Gambar 7.2 J.J. Thomson sedang melakukan eksperimennya dengan menggunakan tabung sinar katoda dan tabung sinar katoda serta bagian-bagiannya

Penyebaran elektron pada model atom Thomson diibaratkan sama dengan kismis yang menyebar pada sebuah roti Gambar 7.3 (a) Model atom Thomson dan (b) roti kismis Model atom Thomson dapat diterima oleh para ilmuwan pada tahun 1897. Akan tetapi, pada tahun 1911, model atom itu dinyata kan salah oleh Rutherford.

4. Model Atom Rutherford Pada tahun 1911, Ernest Rutherford (1871-1937), seorang ilmuwan berkebang saan Inggris melakukan percobaan membuktikan kebenaran model atom Thomson. Mereka menembakkan partikel partikel alfa pada lempeng emas yang sangat tipis setebal 10–2 mm atau kirakira setebal 2.000 atom. Gambar 7.4 Percobaan hamburan Rutherford

Berdasarkan hasil percobaan tersebut, Rutherford menyusun model atom sebagai berikut. a. Atom terdiri atas inti atom yang bermuatan listrik positif yang mengandung hampir seluruh massa atom. b. Elektron bermuatan listrik negatif beredar mengelilingi inti pada lintasan-lintasan tertentu, seperti planet-planet yang beredar mengelilingi matahari pada susunan tata surya. c. Atom secara keseluruhan bersifat netral. Jumlah muatan positif inti sama dengan jumlah muatan elektron-elektronnya. d. Inti atom dan elektron tarik-menarik, gaya tarik-menarik ini menimbulkan gaya sen tripetal pada elektron yang menye - babkan elektron tetap pada orbitnya. e. Pada reaksi kimia, inti atom tidak mengalami per ubahan, hanya elektron-elektron pada lin tas an luar yang saling memengaruhi.

Gaya tarik-menarik antara inti dan elektron adalah Gambar 7.5 (a) Model atom hidrogen menurut Rutherford dan (b) gaya tarik antara inti dan elektron pada atom hidrogen Gaya tarik-menarik antara inti dan elektron adalah Gaya sentripetal pada elektron sebesar:

Energi kinetik elektron pada lintasan dengan jari-jari r adalah: atau Energi potensial elektron Energi total elektron sama dengan jumlah energi kinetik dan energi potensialnya:

E = energi total elektron (J) k = konstanta kesebandingan Keterangan: E = energi total elektron (J) k = konstanta kesebandingan = (9 × 109 Nm/C2) e = muatan elementer = (1,60 × 10–19 C) r = jari-jari lintasan elektron (m) Gambar 7.6 Atom oksigen menurut model atom Rutherford seperti susunan tata surya

Kelemahan Model Atom Rutherford 1. Karena elektron dalam geraknya mengelilingi inti memancarkan energi maka energi elektron berkurang, sehingga jari-jari lintasannya mengecil. Lintasan elektron tidak lagi berupa lingkaran dengan jari-jari tetap tetapi berupa putaran berpilin yang mendekati inti dan akhirnya elektron akan jatuh ke inti (perhatikan Gambar 7.7). Padahal, hal itu tidak pernah terjadi. 2. Apabila jari-jari lintasan elektron semakin kecil maka waktu putarnya semakin kecil pula. Frekuensi dan panjang gelombang elektromagnetik yang dipancarkan menjadi bermacam-macam. Hal itu bertentangan dengan hasil pengamatan spektrum atom hidrogen yang menunjukkan spektrum garis yang khas atau diskrit untuk atom hidrogen. Gambar 7.7 Putaran berpilin

Pada tahun 1885, John Jacob Balmer, seorang ilmuwan kebangsaan Swiss, menemukan suatu spektrum atom hidrogen, sebagai berikut. Keterangan: λ = panjang gelombang spektrum cahaya yang dipancarkan atom hidrogen (m) R = konstanta keseimbangan (konstanta Rydberg = 1,097 × 107 /m) n = bilangan kuantum utama (lebih besar dari 2, yaitu 3, 4,5, ..) Gambar 7.8 Posisi garis spektrum seri Balmer

Pada tahun, 1913, Niels Bohr (1885-1962), fisikawan berkebangsaan B. Model Atom Bohr Pada tahun, 1913, Niels Bohr (1885-1962), fisikawan berkebangsaan Swedia, menggabungkan teori kuantum Planck dan teori atom dari Ernest Rutherford yang dikemukakan pada tahun 1911. Model atom Bohr dinyatakan dengan dua postulat, sebagai berikut: Elektron tidak dapat bergerak mengelilingi inti melalui sembarang lintasan, tetapi hanya dapat melalui lintasan-lintasan tertentu saja tanpa membebaskan energi. Lintasan itu disebut lintasan stasioner. Pada lintasan stasioner itu, elektron memiliki momentum sudut yang besarnya merupakan kelipatan integral dari h/2π, dinyatakan: Gambar 7.9 Lintasan stasioner tersebut dinamakan kulit atom, dengan lintasan inti di sudut kulit K, selanjutnya L, lalu M

2. Oleh karena suatu sebab, elektron dapat berpindah darisatu Keterangan: m = massa elektron (kg) v = kecepatan linier elektron (m/s) r = jari-jari lintasan elektron (m) n = bilangan kuantum utama h = konstanta Planck = 6,63 × 10–34 Js 2. Oleh karena suatu sebab, elektron dapat berpindah darisatu lintasan ke lintasan yang lain dengan memancarkan atau menyerap energi foton. Sesuai dengan teori kuantum Planck, energi foton yang dipancarkan atau diserap saat terjadi perpindahan lintasan, selisih energi elektron sebanding dengan frekuensinya dan dinya takan dengan persamaan:

EA – EB = hf Keterangan: EA = energi elektron pada lintasan dengan bilangan kuantum A (J) EB = energi elektron pada lintasan dengan bilangan kuantum B (J) f = frekuensi yang dipancarkan atau diserap (Hz) Gambar 7.10 Proses (a) terjadinya pemancaran energi foton dari sebuah elektron dan (b) terjadinya penyerapan energi foton oleh elektron

1. Jari-Jari Lintasan Elektron Jika EA – EB berharga (–) negatif, elektron menyerap energi dan jika EA – EB berharga (+) positif, elektron memancarkan energi. Dengan demikian, dapat disimpulkan bahwa: apabila elektron pindah dari lintasan dengan bilangan kuantum utama besar ke lintasan dengan bilangan kuantum utama kecil, elektron memancarkan energi, jika sebaliknya, elektron menyerap energi. 1. Jari-Jari Lintasan Elektron Dengan memasukkan nilai: h = 6,63 × 10–34 Js; k = 9 × 109 Nm2/C2; m = 9,1 × 10–31 kg; e = 1,6 × 10–19 C; π= 3,14 Js r1 = (0,53 × 10–10) meter = 0,53 Å

rn = n2 r1 2. Energi Elektron di Lintasan Stasioner Perbandingan jari-jari lintasan elektron pada bilangan kuantum tertentu adalah 2. Energi Elektron di Lintasan Stasioner Keterangan: ε0 = konstanta permitivitas (8,85 × 10–12 C2/Nm2)

3. Eksitasi Elektron R = 1,097 × 107 /m Gambar 7.11 Eksitasi elektron R = 1,097 × 107 /m Apabila elektron menyerap energi foton dari luar cukup besar maka elektron tersebut dapat tereksitasi sampai ke lintasan dengan bilangan kuantum utama n = ∞. Eksitasi elektron ke n = ∞ disebut ionisasi dan energi yang diserap disebut energi ionisasi.

4. Garis-Garis Spektrum Atom Hidrogen Gambar 7.13 Loncatan elektron yang menimbulkan spektrum hidrogen a. Deret Lyman Deret Lyman merupakan spektrum gelombang elektromagnetik akibat perpin dahan elektron dari lintasan dengan bilangan kuan tum lebih besar daripada satu (n > 1) ke lintasan dengan bilangan kuantum satu (n = 1). Saat elektron berpindah lintasan terpancar cahaya ultraviolet, sehingga deret Lyman disebut juga deret ultraviolet.

b. Deret Balmer pada n = 3, terpancar sinar merah (Hα), Deret Balmer merupakan spektrum akibat perpindahan elektron dari lintasan dengan bilangan kuantum lebih besar daripada dua (n > 2) ke lintasan dengan bilangan kuantum dua (n = 2). terpancar spektrum cahaya tampak pada n = 3, terpancar sinar merah (Hα), pada n = 4, terpancar sinar biru (Hβ), pada n = 5, terpancar sinar ungu (Hγ), dan pada n = 6, terpancar sinar ultraungu (Hδ).

c. Deret Paschen d. Deret Bracket Perpindahan elektron dari lintasan dengan bilangan kuantum lebih besar daripada tiga (n > 3) ke lintasan dengan bilangan kuantum tiga (n = 3). Pada perpindahan itu, elektron memancarkan sinar inframerah, sehingga deret Paschen disebut juga deret inframerah I d. Deret Bracket Perpin dahan elektron dari lintasan dengan bilangan kuantum lebih besar daripada empat (n > 4) ke lintasan dengan bilangan kuantum empat (n =4). Pada perpindahan itu terpancar sinar inframerah, sehingga deret Bracket disebut juga deret inframerah II.

C. Efek Zeeman e. Deret Pfund Pada perpindahan ini terpancar sinar inframerah, sehingga deret Bracket disebut juga deret inframerah III. C. Efek Zeeman Dalam medan magnetik, energi keadaan suatu atom tidak hanya bergantung pada bilangan kuantum n, tetapi juga bergantung pada medan magnetik dalam ruang tempat atom tersebut berada. Pada keadaan ini, energi keadaan pada tiap bilangan kuantum n terbagi menjadi beberapa subkeadaan yang ditandai dengan bilangan kuantum magnetik ml. Besarnya energi pada subkeadaan tersebut bisa sedikit lebih besar atau sedikit lebih kecil dari pada keadaan atom tanpa pengaruh medan magnet. Perhatikan Gambar 7.14!

Gambar 7.14 Spektrum energi atom pada bilangan kuantum n = 2, (a) tanpa pengaruh medan magnetik dan (b) dalam pengaruh medan magnerik Pengaruh medan magnetik itu menyebabkan "terpecahnya" garis spektrum individual menjadi garis-garis terpisah dengan jarak antara garis bergantung dari besar medan itu. Terpecahnya garis spektrum oleh medan magnetik disebut efek Zeeman; nama ini diambil dari nama seorang fisikawan Belanda Zeeman yang mengamati efek itu pada tahun 1896.

D. Atom Berelektron Banyak 1. Bilangan Kuantum Berdasarkan teori mekanika kuantum, untuk menentukan keadaan stasioner suatu elektron, diperlukan empat bilangan kuantum, yaitu: a. bilangan kuantum utama, berlambang n; b. bilangan kuantum orbital, berlambang l; c. bilangan kuantum magnetik, berlambang ml; d. bilangan kuantum spin, berlambang ms a. Bilangan Kuantum Utama Bilangan kuantum utama menyatakan kulit utama lintasan elektron yang menentukan energi total elektron. Nilai n bilangan kuantum utama ialah dari 1 sampai 7 atau kulit utama K sampai Q.

l = 0, 1, 2,..., (n–1) Keterangan: En = energi total elektron (eV) Energi total elektron adalah konstan, Keterangan: En = energi total elektron (eV) Z = nomor atom n = bilangan kuantum utama b. Bilangan Kuantum Orbital Bilangan kuantum orbital dilambangkan dengan l, menentukan besar momentum sudut elektron terhadap inti. Nilai bilangan kuantum orbital l yaitu dari 0 sampai dengan (n–1). l = 0, 1, 2,..., (n–1)

Lambang yang dipakai berasal dari klasifikasi empiris spektrum, yaitu deret sharp (tajam), principal (utama), diffuse (kabur), dan fundamental (pokok), yang terjadi sebelum teori atom dikembangkan.

ml = 0, ±1, ±2, ±3, ....±l c. Bilangan Kuantum Magnetik Bilangan kuantum magnetik dilambangkan ml, dan digunakan untuk menentukan arah momentum sudut dan menentukan jumlah subkulit. Nilai bilangan kuantum magnetik ml adalah bilangan bulat, mulai dari –1, melalui 0, sampai +1, dapat dituliskan: ml = 0, ±1, ±2, ±3, ....±l

d. Bilangan Kuantum Spin Elektron selain mengorbit mengelilingi inti juga melakukan gerak rotasi atau disebut dengan gerak spin.

Pertama, arah spin elektron searah dengan arah medan magnetik dari luar. Kedua, arah spin elektron berlawanan dengan arah medan magnetik dari luar. Keadaan elektron semacam itu dinyatakan dengan bilangan kuantum spin yang disimbolkan dengan ms, harganya – ½ dan + ½. Harga ms = – ½ menyatakan spin elektron dan medan magnetik dari luar arahnya sama. Harga ms = + ½ menyatakan spin elektron dan medan magnetik dari luar arahnya berlawanan.

2. Asas Pauli Prinsip larangan Pauli, Tidak ada elektron dalam suatu atom yang mempunyai keempat bilangan uantum yang sama.

3. Konfigurasi Elektron Pengisian atau penyebaran elektron pada kulit-kulit atom disebut konfigurasi elektron Pengisian elektron dimulai dari tingkat energi terendah ke tingkat energiyang paling tinggi. Orbital s mempunyai tingkat energi terendah dan berturut-turut makin tinggi untuk orbital p, d, dan f.

Subkulit s, p, d, dan f masing-masing ditempati maksimum oleh 2, 6, 10, dan14 elektron. Pengisian subkulit yang berlaku untuk sebagian besar atom ditunjukkan pada Gambar 7.15. Gambar 7.15 juga menunjukkan energienergi relatif dari berbagai atom. Tampak bahwa tingkat-tingkat energi tertentu berkelompok, dan antarkelompok terpisah oleh celah energi yang cukup besar. Kelompok-kelompok tersebut adalah (1s), (2s), (2p), (3s, 3p), (4s, 3d, 4p), dan seterusnya. Gambar 7.15 Kelompok dan tingkat energi elektron