Thursday, June 5, 2014

Fisika Atom, Teori Model Atom Thomson Rutherford Bohr, Bilangan Kuantum, Asas Pauli, Energi Ionisasi, Afinitas Elektron, Proton, Neutron, Rumus, Contoh Soal, Jawaban, Gambar, Praktikum

Perkembangan teori atom dimulai ketika seorang filsuf Yunani, Democritus, mengemukakan bahwa setiap materi tersusun oleh partikel-partikel kecil yang tidak dapat dibagi-bagi lagi yang disebut “atom”. Atom berasal dari kata a yang berarti “tidak” dan tomos yang berarti “terbagi”. Pada tahun 1803, John Dalton (1766 - 1844) melakukan percobaan dan menemukan teori mengenai atom. Teori atom Dalton mengemukakan bahwa atom adalah bagian terkecil dari suatu zat yang sudah tidak dapat dibagi-bagi lagi.

Pernyataan ini dibantah oleh J.J. Thomson, yang melalui percobaan sinar katoda berhasil membuktikan bahwa teori Dalton tersebut salah. Pada bab ini akan dibahas mengenai perkembangan model atom yang dikemukakan ahli-ahli fisika untuk meninjau kelemahan teori Dalton, jadi merupakan penyempurnaan teori atom sebelumnya.

1. Teori Model Atom


1.1. Model Atom Thomson


Seperti yang telah diungkapkan bahwa Thomson (1856 - 1940) berhasil membuktikan bahwa teori atom Dalton salah. Melalui percobaannya, ia menemukan bahwa ada bagian dari zat yang lebih kecil dari atom, yaitu elektron. Selanjutnya, pada tahun 1904, Thomson menggambarkan model atom sebagai sebuah bola bermuatan positif dengan elektron tersebar merata ke seluruh isi atom. Model atom Thomson ini dikenal dengan istilah model atom roti kismis.
Model atom thomson
Gambar 1. Model atom Thomson, seperti roti kismis.
Thomson menarik kesimpulan bahwa suatu model atom harus memenuhi dua hal berikut ini.

a. Sebuah atom harus netral, yaitu jumlah muatan positif (proton) harus sama dengan jumlah muatan negatif (elektron).
b. Sebagian besar massa atom terdapat pada muatan positifnya.

1.2. Model Atom Rutherford


Model atom Thomson akhirnya diuji oleh Ernest Rutherford (1871 - 1937) (Gambar 9.2). Dia melakukan percobaan dengan menembakkan partikel alfa pada lempeng emas yang sangat tipis dengan ukuran 0,01 mm atau kira-kira setebal 2.000 atom. Ternyata, partikel alfa itu tidak seluruhnya menembus secara lurus, artinya beberapa di antaranya terhambur atau dibelokkan membentuk sudut antara 90o sampai 120o.
Model atom Rutherford
Gambar 2. Model atom Rutherford. Credit : Encyclopædia Britannica, Inc. [1]
Apabila model atom Thomson benar, partikel alfa tersebut seharusnya melintas lurus (tidak dibelokkan). Karena massa dan energi partikel alfa jauh lebih besar daripada elektron dan proton dalam atom, sehingga lintasannya tidak terganggu oleh elektron dan proton dalam atom. 
Skema percobaan Geiger dan Marsden
Gambar 3. Skema percobaan Geiger dan Marsden.
Gambar 3. memperlihatkan percobaan yang dilakukan oleh Geiger dan Marsden (1911). Berdasarkan percobaan tersebut, Rutherford mengemukakan suatu model atom berikut ini.

a. Sebuah atom terdiri atas inti bermuatan positif yang terletak di tengah/pusat.
b. Inti atom dikelilingi elektron yang dipengaruhi oleh gaya tarik-menarik, yang disebut gaya Coulomb sebesar:
gaya Coulomb

Gaya Coulomb tersebut diimbangi oleh gaya sentripetal sebesar:
Gaya Coulomb tersebut diimbangi oleh gaya sentripetal

Jadi, elektron berputar pada lintasan tertentu, seperti perputaran planet-planet yang mengelilingi pusat tata surya.
c. Atom bersifat netral, yaitu jumlah proton sama dengan jumlah elektron yang mengelilingi inti.
Gaya Coulomb dan gaya sentrifugal dalam atom hidrogen
Gambar 4. Gaya Coulomb dan gaya sentrifugal dalam atom hidrogen.
Di sisi lain, model atom Rutherford memiliki kelemahan berikut ini.

a. Elektron yang berputar mengelilingi inti dianggap sebagai getaran listrik yang memancarkan gelombang elektromagnetik (energi). Jika energi berkurang, maka lintasan makin kecil, tetapi elektron tersebut tidak menempel pada inti. Hal ini menunjukkan bahwa model atom Rutherford tidak dapat menjelaskan kestabilan atom.
b. Jika lintasan makin kecil, periode putaran elektron juga makin kecil. Frekuensi gelombang bermacam-macam, sehingga spektrum yang dipancarkan seharusnya berupa spektrum diskontinu. Pada kenyataannya, pada atom hidrogen bertentangan dengan pengamatan spektrometer tentang atom hidrogen.

1.3. Spektrum Atom Hidrogen


Gas hidrogen ditempatkan dalam sebuah tabung lucutan gas yang diberi beda potensial tinggi sehingga terjadi lucutan muatan listrik. Gas hidrogen menjadi bercahaya dan memancarkan cahaya merah kebirubiruan. Cahaya ini dapat dianalisis oleh spektrograf. Kita dapat mengamati deretan garis-garis cahaya Pada pelat foto. Setiap garis menampilkan sebuah panjang gelombang cahaya yang diberikan oleh sumber cahaya.
Spektrum matahari hidrogen helium air raksa uraniaum
Gambar 5. Spektrum matahari, hidrogen, helium, air raksa, dan uraniaum. [2]
Gambar 5. menunjukkan spektrum garis yang diperoleh dalam daerah cahaya tampak. Spektrum garis dalam cahaya tampak terdiri atas empat garis, yaitu 410,2 nm; 434,1 nm; 486,2 nm; dan 656,3 nm.

Pada tahun 1885, J.J Balmer menemukan bahwa panjang gelombang tersebut dapat ditampilkan dalam satu rumus tunggal, yang menyatakan deret garis-garis dalam spektrum radiasi yang dipancarkan oleh atom hidrogen tereksitasi. Garis-garis ini menyatakan lintasan elektron yang jatuh dari tingkat energi lebih tinggi ke lintasan elektron dengan tingkat energi lebih rendah, sambil memancarkan gelombang elektromagnetik sebagai radiasi foton. Deret ini juga disebut sebagai deret yang tepat memancarkan cahaya tampak. Panjang gelombang deret ini dirumuskan:
dengan R menyatakan konstanta Rydberg yang besarnya 1,097 × 107 m-1dan n = 3, 4, 5, 6, ... .

Pada Gambar 5. memperlihatkan deret Balmer spektrum hidrogen pada beberapa panjang gelombang. Panjang gelombang terpanjang adalah pada 656,3 nm dan panjang gelombang terpendek deret Balmer adalah 364,6 nm.

Deret Balmer bukanlah satu-satunya spektrum garis yang dihasilkan atom-atom hidrogen. Deret yang diperoleh dalam daerah ultra ungu dengan batas panjang gelombang antara 121,6 nm dan 91,2 nm adalah deret Lyman.

Adapun yang ditemukan dalam daerah inframerah, adalah Paschen, Bracket, dan Pfund. Secara umum rumus deret dinyatakan sebagai:
rumus deret

Untuk deret Lyman, n = 1; Balmer n = 2; Paschen n = 3; Bracket n = 4; dan Pfund n = 5, sehingga secara umum dapat dituliskan berikut ini.

a. Deret Lyman (deret ultra ungu)
Deret Lyman (deret ultra ungu)
b. Deret Balmer (deret cahaya tampak)
Deret Balmer (deret cahaya tampak)
c. Deret Paschen (deret inframerah I)
Deret Paschen (deret inframerah I)
d. Deret Bracket (deret inframerah II)
Deret Bracket (deret inframerah II)
e. Deret Pfund (deret inframerah III)
Deret Pfund (deret inframerah III)
Contoh Soal 1 :

Tentukan panjang gelombang terpanjang dan terpendek deret Balmer atom hidrogen jika konstanta Rydberg R = 1,097 × 107 m-1!

Penyelesaian:

Panjang gelombang terpanjang terjadi jika elektron mengalami transisi dari kulit n = 3 ke n = 2. Sesuai dengan persamaan (4) diperoleh:
panjang gelombang terpanjang dan terpendek deret Balmer atom hidrogen
Contoh Soal 2 :

Spektrum deret Paschen menghasilkan panjang gelombang 1,28 × 10-6 m. Tentukan nilai n pada deret Paschen tersebut, jika konstanta Rydberg R = 1,097 × 107 m-1!

Penyelesaian:

Pada deret Paschen berlaku:
nilai n pada deret Paschen

1.4. Model Atom Bohr


Teori atom Bohr tentang atom dilandasi oleh teori atom Rutherford dan Max Planck. Dalam teori atomnya, Bohr menyatakan bahwa elektron yang mengelilingi inti atom berada pada lintasan atau orbit tertentu yang disebut orbit stabil atau orbit kuantum. 
Model atom Bohr
Gambar 6. Model atom Bohr.
Bohr mengaitkan konsep energi dengan gerak elektron dan mendasarkan teorinya pada dua postulat berikut ini.

a. Elektron mengelilingi inti dengan lintasan atau orbit tertentu. Berdasarkan teori mekanika kuantum, benda yang bergerak beraturan dengan orbit tertentutidak akan membebaskan energi jika keliling lintasannya merupakan bilangan bulat dari panjang gelombang de Broglie, dengan momentum anguler sebesar:
momentum anguler


dengan n adalah bilangan bulat (n = 1, 2, 3, .......) yang menyatakan bilangan kuantum, h adalah tetapan Planck, m adalah massa elektron, dan r adalah jari-jari lintasan.

b. Elektron dapat berpindah dari tingkat energi satu ke tingkat energi yang lain. Tingkat energi pada tiap lintasan elektron adalah berbeda-beda. Elektron yang paling dekat dengan inti (n = 1) mempunyai tingkat energi yang paling rendah.

Jika elektron berpindah ke lintasan yang lebih dekat dari inti (ke tempat energi yang rendah), akan melepaskan (memancarkan) energi foton sebesar hf. Sebaliknya, jika elektron berpindah ke tingkat energi yang lebih tinggi akan menyerap energi.
Loncatan elektron dari satu orbit ke orbit lainnya
Gambar 7. Loncatan elektron dari satu orbit ke orbit lainnya.
Bohr beranggapan bahwa suatu elektron tunggal dengan massa m bergerak dalam lintasan orbit berbentuk lingkaran dengan jari-jari r, dan kecepatan v, mengelilingi inti bermuatan positif. Keadaan ini menunjukkan adanya keseimbangan antara gaya Coulomb pada persamaan (1) dan gaya sentripetal pada persamaan (2).
keseimbangan antara gaya Coulomb dan gaya sentripetal
sehingga diperoleh:
kecepatan elektron mengelilingi inti bermuatan positif

Dari persamaan (9) dan (10) akan diperoleh jari-jari lintasan elektron berikut ini.
jari-jari lintasan elektron

untuk n = 1 diperoleh nilai r = 5,3 × 10-9 cm = 0,53 yang disebut jari-jari Bohr (Bohr radius).

Energi tiap lintasan elektron merupakan jumlah dari energi kinetik dan energi potensialnya.
Energi tiap lintasan elektron

Berdasarkan nilai r pada persamaan (11) maka energi elektron pada persamaan (12) menjadi:
energi elektron
sehingga diperoleh:
tingkat energi elektron

dengan n adalah tingkat energi.

Model atom Bohr juga memiliki kelemahan-kelemahan berikut ini.

a. Lintasan elektron ternyata rumit sekali, masih terdapat beberapa suborbit yang tidak dapat dijelaskan dengan teori Bohr.
b. Teori atom Bohr dapat menerangkan model atom hidrogen, tetapi tidak dapat menerangkan atom berelektron banyak karena sulit perhitungannya.
c. Tidak dapat menerangkan proses ikatan kimia.
d. Tidak dapat menerangkan pengaruh medan magnet terhadap spektrum atom.

2. Tingkat Energi


Tingkat energi menjelaskan mengenai energi tetap tertentu yang dapat dimiliki suatu sistem yang dijelaskan oleh mekanika kuantum, seperti yang dapat dimiliki oleh molekul, atom, elektron, atau inti. Misalnya, sebuah atom memiliki energi tetap sesuai dengan orbital tempat elektron bergerak mengelilingi inti atom. Atom ini dapat menerima suatu kuantum energi sehingga menjadi sebuah atom tereksitasi.

Eksitasi menunjukkan suatu proses yang terjadi ketika sebuah inti, elektron, atom, ion, atau molekul memperoleh energi yang memindahkannya ke suatu keadaan kuantum (keadaan tereksitasi) yang lebih tinggi dari keadaan dasarnya. Antara keadaan dasar (ground state), yaitu energi terendah yang mungkin untuk suatu sistem tertentu, dan keadaan tereksitasi pertama tidak ditemukan tingkat energi yang terijinkan (daerah terlarang).
Diagram tingkat energi elektron atom hidrogen
Gambar 8. Diagram tingkat energi elektron atom hidrogen.
Beberapa energi yang dilepas atau diserap elektron ketika berpindah dari tingkat nA ke tingkat nB dapat ditentukan dengan persamaan (14) yaitu:

ΔE = EnB – EnA

energi yang dilepas atau diserap elektron ketika berpindah dari tingkat

Contoh Soal 3 :

Elektron atom hidrogen berada pada orbit Bohr n = 2. Jika k = 9 × 109 Nm2/c2, dengan e = 1,6 × 10-19 C, me = 9,1 × 10-31 kg, tentukan:

a. jari-jari orbit,
b. gaya elektrostatik yang bekerja pada elektron,
c. kelajuan elektron!

Penyelesaian:

a. Jari-jari orbit (rn)

rn = 0,53 . n2 = (0,53)(22) = 2,12

b. Gaya elektrostatik yang bekerja pada elektron (FC)
Gaya elektrostatik yang bekerja pada elektron (FC)
c. Kelajuan elektron (ve)
Kelajuan elektron (ve)

Contoh Soal 4 :

Sebuah elektron berpindah lintasan dari n = 2 ke n = 1 dengan memancarkan energi. Tentukan:

a. energi foton yang dipancarkan,
b. frekuensi foton,
c. panjang gelombang foton!

Penyelesaian:

a. Energi foton yang dipancarkan
Energi foton yang dipancarkan elektron
ΔE = -1,632 × 10-18 joule (tanda (-) menyatakan pemancaran energi)

b. Frekuensi foton (f )
Frekuensi foton (f )
c. Panjang gelombang foton
Panjang gelombang foton

3. Bilangan Kuantum


Struktur elektrolit suatu atom mengacu pada cara elektron tersusun di sekeliling inti, dan terutama pada tingkat energi tertentu yang ditempati atom tersebut. Suatu bilangan yang menunjukkan orbit elektron mengelilingi inti pada kulit atau tingkat energi tertentu disebut bilangan kuantum (quantum number). Setiap elektron dapat digolongkan berdasarkan empat bilangan kuantum yang akan diuraikan berikut ini.
Satu elektron memungkinkan gerak putar ke kanan 1/2 dan ke kiri 1/2
Gambar 9. Satu elektron memungkinkan gerak putar ke kanan ½ dan ke kiri ½.

3.1. Bilangan Kuantum Utama (n)


Bilangan ini menyatakan tingkat energi utama dan memiliki nilai 1, 2, 3 dan seterusnya. Semakin besar nilai n, maka semakin jauh letak elektron dari inti. Tingkat energi ataupun orbit yang sesuai dengan tingkat energi tersebut dinyatakan sebagai kulit dan dinyatakan dengan huruf K, L, M, N, ... . Kulit K (n = 1) adalah kulit yang letaknya paling dekat dengan inti. Jumlah elektron dalam kulit adalah 2n2.

3.2. Bilangan Kuantum Orbital (l


Bilangan ini menentukan nilai momentum sudut suatu elektron, dan menunjukkan di subkulit (sublintasan) tempat pergerakan elektron terjadi. Nilai l tergantung pada nilai bilangan kuantum utama n. Untuk nilai n tertentu, l mempunyai nilai bilangan bulat yang mungkin dari 0 sampai (n-1). Bila n = 1, hanya ada satu nilai l yang mungkin, yaitu l = n – 1 = 1 – 1 = 0. Bila n = 2 ada dua nilai l, 0 dan 1. Bila n = 3, ada tiga nilai l, yaitu 0, 1, 2.

Subkulit l = 0 disebut subkulit s (sharp), subkulit l = 1 adalah p (principle), subkulit l = 2 disebut d (diffuse), dan subkulit l = 3 disebut f (fundamental). Jadi, bila l = 0, kita mempunyai sebuah orbital s, bila l = 1 kita mempunyai orbital p, dan seterusnya.

Sekumpulan orbital-orbital dengan nilai n yang sama seringkali disebut kulit. Satu atau lebih orbital dengan nilai n dan l yang sama dirujuk selalu subkulit. Misalnya, kulit dengan n = 2 terdiri atas 2 subkulit, l = 0 dan 1. Subkulit-subkulit ini disebut subkulit 2s dan subkulit 2p di mana 2 melambangkan nilai n, serta s dan p melambangkan nilai l.

Besar momentum sudut elektron dinyatakan:
momentum sudut elektron

3.3. Efek Zeeman


Bilangan kuantum orbital muncul karena teramatinya efek Zeeman. Pieter Zeeman (1865 - 1943) pada tahun 1896 mengamati suatu gejala terpisahnya garis-garis dalam suatu spektrum bila sumber spektrum dipaparkan pada medan magnet. Garis spektrum cahaya terjadi bila elektron-elektron dalam atom berubah dari tingkat energi yang satu ke tingkat energi yang lain. Pada efek Zeeman normal, satu garis tunggal pecah menjadi tiga garis bila arah medan tegak lurus lintasan cahaya, atau pecah menjadi dua garis bila arah medan sejajar lintasan cahaya. Gejala ini dapat diterangkan dengan prinsip elektromagnetik klasik, yaitu gerakan elektron orbital di dalam sumber yang menjadi semakin cepat atau semakin lambat akibat pengaruh medan yang bekerja.

3.4. Bilangan Kuantum Magnetik (m)


Bilangan kuantum ini menentukan orientasi dari orbit elektron dalam medan magnet. Nilai ml yang mungkin yaitu -l, -(l - 1), ..., -1, 0, 1, ..., (l - 1), + l. Di subkulit s (yaitu bila l = 0) nilai ml = 0. Di subkulit p (yaitu bila l = 1) nilai ml yang mungkin adalah +1, 0, dan -1, jadi ada tiga orbital p pada subkulit p, yang biasanya dibedakan dengan px, py, dan pz. Dalam keadaan normal, ketiga orbital ini memiliki tingkat energi yang sama. Dalam setiap nilai bilangan kuantum orbital (l) memiliki nilai bilangan kuantum magnetik (ml) sebanyak (2l +1). Bilangan kuantum magnetik (ml ) merupakan proyeksi vektor pada suatu sumbu z sembarang seperti yang dijelaskan oleh Gambar 10. 
m sebagai proyeksi l pada sumbu z
Gambar 10. m sebagai proyeksi l pada sumbu z.
Elektron dalam suatu atom dengan momentum sudut tertentu dapat berinteraksi dengan medan magnetik luar. Bila arah medan magnetik luar adalah sejajar dengan sumbu z, maka nilai L dalam arah z memenuhi persamaan:
nilai bilangan kuantum orbital dalam arah z
Contoh Soal 5 :

Jika bilangan kuantum orbital l = 3, tentukanlah:

a. besar momentum sudut elektron yang mungkin,
b. momentum sudut elektron dalam arah sumbu z!

Penyelesaian:

Bilangan kuantum magnetik ml yang mungkin untuk l = 3 
ml = -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3

a. Besar momentum sudut elektron untuk l = 3
momentum sudut elektron untuk l = 3

b. Momentum sudut elektron dalam arah sumbu z untuk:
ml = -3 → Lz = (-3)  ħ = -3
ml = -2 → Lz = (-2)  ħ = -2
ml = -1 → Lz = (-1)  ħ = - ħ
ml = 0 → Lz = (-0)  ħ = 0
ml = 1 → Lz = (1)  ħ = ħ
ml = 2 → Lz = (2)  ħ = 2
ml = 3 → Lz = (3)  ħ = 3

3.5. Bilangan Kuantum Spin (s)


Bilangan kuantum ini memberikan gambaran tentang arah putaran elektron pada sumbunya sendiri. Nilai bilangan kuantum spin yang mungkin adalah + ½ atau - ½ (kemungkinan putar kanan = ½ dan kemungkinan putar kiri = ½) . 
Spin elektron (a) searah jarum jam (b) berlawanan arah dengan jarum jam
Gambar 11. Spin elektron (a) searah jarum jam (b) berlawanan arah dengan jarum jam.
Gambar 11. menunjukkan dua kemungkinan gerak spin elektron, yang satu searah jarum jam dan satunya berlawanan dengan arah jarum jam. 

Contoh Soal 6 :

Berapa jumlah maksimum elektron yang mungkin terdapat pada tingkat utama di mana n = 3?

Penyelesaian:

Untuk n = 3, maka l = 0, 1, dan 2. Jumlah orbital untuk tiap nilai l adalah:

Nilai l
Jumlah Orbital (2l + 1)
0
1
1
3
2
5

Jumlah orbital adalah 9, jumlah maksimum elektron yang dapat berada pada orbital-orbital ini adalah 2n2 = 2(3)2 = 18.

4. Asas Pauli


Prinsip larangan Pauli dikemukakan pada tahun 1925 oleh Wolfgang Pauli (1900 - 1958), yang menyatakan bahwa tidak mungkin ada dua elektron yang mempunyai empat bilangan kuantum sama. Dalam hal ini, dua buah elektron dapat mempunyai bilangan kuantum n, l, dan m yang sama, tetapi bilangan kuantum s tidak mungkin sama sebab yang mungkin ½ atau - ½. Sehingga, setiap orbital dapat diisi oleh maksimal dua elektron (sepasang elektron).

"Pada konfigurasi elektron He, 1sdibaca 1 s dua buka 1 s kuadrat"

Asas Pauli menentukan banyaknya elektron pada masing-masing kulit dan subkulit. Misalnya, untuk n = 2, kemungkinan nilai l ada dua, yaitu l = 0 dan l = 1. Dengan l = 0, hanya ada satu kemungkinan nilai m yaitu m = 0 yang memiliki dua kemungkinan nilai s yaitu s = + ½ dan s = - ½. Dengan demikian, kulit L di subkulit s hanya ada dua elektron saja. Di subkulit p, yaitu dengan l = 1, ada tiga kemungkinan nilai m, yaitu m = -1, m = 0, dan m = 1, yang masing-masing mempunyai dua kemungkinan nilai s. Jadi, di subkulit p terdapat 6 elektron, sehingga di kulit L itu terdapat 8 elektron. Pada umumnya, subkulit p di kulit n = 2, ditulis sebagai 2p, dan seterusnya. Tabel 1. menunjukkan konfigurasi elektron-elektron atom pada beberapa unsur.

Tabel 1. Konfigurasi elektron-elektron atom pada beberapa unsur

Banyak elektron
Konfigurasi Elektron
Hidrogen (H)
1
1s1
Helium (He)
2
1s2
Litium (Li)
3
1s2s1
Berilium (Be)
4
1s2 2s2
Boron (B)
5
1s2 2s2p1
Karbon (C)
6
1s2 2s2 2p2
Nitrogen (N)
7
1s2 2s2p3
Oksigen (0)
8
1s2 2s2 2p4
Fluorin (F)
9
1s2 2s2p5
Neon (Ne)
10
1s2 2s2 2p6
Natrium (Na)
11
1s2 2s2 2p3s1
Magnesium (Mg)
12
1s2 2s2 2p6 3s2
Aluminium (Al)
13
1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
Silikon (Si)
14
1s2 2s2 2p6 3s2 3p2
Fosfor (P)
15
1s2 2s2 2p6 3s2 3p2
Sulfur (S)
16
1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
Klorin (Cl)
17
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Argon (Ar)
18
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Kalium (K)
19
1s2 2s2 2p6 3s2 3p3d1
Kalsium (Ca)
20
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2

5. Energi Ionisasi dan Afinitas Elektron


Sifat-sifat kimia setiap atom ditentukan oleh konfigurasi elektron valensi atom tersebut. Kestabilan elektron terluar ini tercermin secara langsung pada energi ionisasi atom tersebut. Energi ionisasi ini adalah energi minimum yang diperlukan untuk memindahkan atau melepaskan satu elektron atom pada keadaan dasarnya.

Bentuk ikatan kimia berasal dari pemindahan elektron-elektron, sehingga energi yang dibutuhkan untuk memindahkan elektron adalah ukuran yang sangat penting dalam pembentukan sebuah ikatan atom.

Besarnya energi ionisasi merupakan ukuran usaha yang diperlukan untuk memaksa satu atom untuk melepaskan elektronnya, atau seberapa erat elektron terikat dalam atom. Makin besar energi ionisasi, makin sukar untuk melepaskan elektronnya.

Pada tabel periodik unsur, berbagai macam radiasi atom yang memiliki atom kecil secara khas memiliki energi ionisasi yang tinggi, dan atom yang besar memiliki energi ionisasi yang kecil. Dengan demikian, elemen dengan energi ionisasi terendah ditemukan di tabel kiri periode yang lebih rendah, dan energi ionisasi tertinggi ditemukan di tabel sebelah kanan atas. Variasi dari energi ionisasi berhubungan dengan variasi radius atom, karena valensi elektron dalam atom yang besar rata-rata jauh dari inti, maka daya tariknya sangat lemah. Sebaliknya, valensi elektron dalam atom yang kecil dekat dengan sumber inti, maka daya tariknya kuat.
Hubungan energi ioniasasi terhadap nomor atom
Gambar 12. Hubungan energi ioniasasi pertama terhadap nomor atom.
Gambar 12. menunjukkan keperiodikan dalam kestabilan elektron yang terlihat paling lemah. Satu keistimewaan yang terlihat pada Gambar 12. adalah puncak-puncak yang berkaitan dengan gas mulia. Energi ionisasi yang sangat tinggi bersesuaian dengan fakta bahwa hampir semua gas mulia tidak reaktif secara kimia. Pada kenyataannya, helium mempunyai energi ionisasi pertama tersebar di antara semua unsur.
Plot afinitas elektron terhadap nomor atom untuk 56 unsur pertama
Gambar 13. Plot afinitas elektron terhadap nomor atom untuk 56 unsur pertama.
Sifat lain yang mempengaruhi pembentukan ikatan adalah kemampuannya untuk menerima satu atau lebih elektron. Kemampuan ini disebut afinitas elektron. Afinitas elektron positif berarti bahwa energi dilepaskan ketika satu elektron ditambahkan ke suatu atom, dan negatif ketika satu elektron diterima oleh atom suatu unsur. Afinitas yang bernilai besar dan positif berarti bahwa ion negatifnya sangat stabil, yaitu atom tersebut memiliki kecenderungan kuat untuk menerima elektron, seperti energi ionisasi suatu atom yang tinggi yang berarti bahwa atom itu sangat stabil.

Praktikum Sederhana Fisika Atom :

Tujuan : Memahami perkembangan teori atom.

Teori atom Dalton menyatakan bahwa atom adalah partikel terkecil suatu materi yang tidak dapat dibagi lagi. Beberapa ilmuwan melakukan percobaan lebih lanjut untuk menunjukkan bahwa atom bukanlah sesuatu yang tidak terbagi, melainkan terdiri atas beberapa jenis partikel subatom. Dalam atom terdapat partikel dasar, yaitu elektron, proton, dan neutron. Tugas kalian adalah mencari artikel dari beberapa literatur berupa artikel, hasil telaah atau yang lainnya, kemudian pelajari, dan buatlah laporan tertulis yang berisi rangkuman yang membahas struktur atom menurut beberapa ilmuwan, yang menyatakan bahwa proton dan neutron terdapat dalam inti atom, sedangkan elektron berputar mengelilingi inti. Presentasikan laporan kalian di depan kelas!

6. Melihat Baru Percaya

Ukuran atom sangatlah kecil apabila dibandingkan dengan gelombang cahaya. Oleh karena itu, mikroskop optik biasa tidak mampu melihat sebuah atom. Yang tampak hanyalah gambar kabur jutaan atom bersama-sama. Mikroskop gaya atom atau AFM (atomic force microscope) tidak menggunakan cahaya. Yang digunakannya adalah sebuah alat perunut tajam yang dapat digerakkan maju dan mundur pada permukaan sebuah sampel, merunut awan elektron di seputar setiap atom. Hasilnya gambar-gambar atom dapat ditampilkan melalui sebuah monitor komputer.
gambar AFM mikroskop gaya atom
Gambar 14. Gambar AFM. (3)
Gambar di atas adalah gambar AFM yang dibuat komputer pada permukaan sepotong kaca. Setiap wilayah yang naik merupakan satu atom silikon atau oksigen.

Anda sekarang sudah mengetahui Fisika Atom. Terima kasih anda sudah berkunjung ke Perpustakaan Cyber.

Referensi :

Budiyanto, J. 2009. Fisika : Untuk SMA/MA Kelas XII. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, Jakarta. p. 298.

Referensi Lainnya :

[1] http://global.britannica.com/EBchecked/topic/514258/Rutherford-atomic-model

[2] http://library.thinkquest.org/19662/images/eng/pages/model-bohr-3.jpg

[3] http://en.wikipedia.org/wiki/File:AFMimageRoughGlass20x20.JPG

No comments:

Post a Comment

Berkomentarlah secara bijak. Komentar yang tidak sesuai materi akan dianggap sebagai SPAM dan akan dihapus.
Aturan Berkomentar :
1. Gunakan nama anda (jangan anonymous), jika ingin berinteraksi dengan pengelola blog ini.
2. Jangan meninggalkan link yang tidak ada kaitannya dengan materi artikel.
Terima kasih.

Search