makalah tugas perkembangan atom

MAKALAH PERKEMBANGAN ATOM

TUGAS PEMBUATAN MAKALAH

Disusun Oleh :
Bunga Feby Tristanti

Silvia Rhamdhani
Roswita Solo
Maria Benbop

KELOMPOK 2
SMA NEGERI 1 OBAA

Teori Atom Thomson

Model Atom Thomson
Kelemahan dari Dalton diperbaiki oleh JJ. Thomson, eksperimen yang

dilakukannya denganh menggunakan tabung sinar kotoda. Hasil eksperimennya
menyatakan terdapat partikel bermuatan negative dalam atom yang disebut
elektron. Atom merupakan partikel yang bersifat netral, oleh karena elektron
bermuatan negatif, maka harus ada partikel lain yang bermuatan positif untuk
menetralkan muatan negatif elektron tersebut. Dari penemuannya tersebut,
Thomson memperbaiki kelemahan dari teori atom dalton dan mengemukakan teori
atomnya yang dikenal sebagai Teori Atom Thomson. Pada tahun 1904, J. J
Thomson mengemukakan suatu model atom yang berbeda dengan teori atom
Dalton.

Menurut Thomson, atom merupakan bola padat dan mempunyai muatan
positif yang terbagi rata ke seluruh atom. Muatan ini dinetralkan oleh elektron-
elektron yang juga tersebar mengelilingi atom . Model atom Thomson disebut juga
sebagaimodel puddding Thomson atau model roti  kismis .

.

Asal mula Di temukannya model atom Thomson
Pada tahun 1897 J.J Thomson menemukan adanya elektron dalam suatu atom
dengan melakukan
percobaan tabung sinar katoda

Berdasarkan percobaan tentang hantaran listrik melalui tabung hampa/ atau
tabung sinar katode. Dalam tabung katode tekanan gas dalam tabung dapat diatur
melalui pompa isap (pompa vakum). Pada tekanan cukup rendah dan tegangan yang
cukup tinggi (beberapa ribu volt), gas dalam tabung akan berpijar dengan cahaya
yang warnanya tergantung pada jenis gas dalam tabung (gas neon berwarna merah,
gas natrium berwarna kuning). Jika tekanan gas dikurangi, maka daerah didepan
katode akan menjadi gelap. Daerah gelap ini akan bertambah jika tekanan gas dalam
tabung terus dikurangi, akhirnya seluruh tabung menjadi gelap, tetapi bagian tabung
didepan katode berpendar dengan warna kehijauan.

Melalui percobaan dapat ditunjukkan bahwa perpendaran tersebut
disebabkan oleh suatu radiasi yang memancar dari permukaan katode menuju
anode. Oleh karena berasal dari katode, maka radiasi ini disebut sinar katode. Hasil
percobaan tabung katoda ini membuktikan bahwa ada partikel bermuatan negatif
dalam suatu atom karena sinar tersebut dapat dibelokkan ke arah kutub positif
medan listrik. selanjutnya sinar katode ini merupakan partikel yang bermuatan
negatif dan oleh Thomson partikel ini dinamakan elektron.

Thompson memperkirakan bahwa elektron ini sebagai partikel elementer
penyusun atom. Elektron merupakan partikel sub atomik pertama yang dikenal
manusia. Berdasarkan penemuan ini, Thompson mengajukan sebuah model atom
untuk menjelaskan hasil-hasil eksperimen maupun prediksi teoritis yang muncul saat
itu dengan nama model kue kismis. Atom dipandang sebagai sebuah bola
bermuatan positif yang dinetralisir oleh elektron-elektron yang tersebar merata di
seluruh volume bola.

Pada saat yang hampir bersamaan dengan penemuan elektron oleh
Thompson, Antoine-Henri Becquerel tahun 1896 menemukan gejala radioaktivitas
alamiah pada unsur radium. Materi-materi yang dipancarkan unsur tersebut berhasil

diidentifikasi sebagai sebuah gelombang
elektromagnetik (sinar ), elektron (sinar ) dan partikel (atom inti helium). Penemuan
radioaktivitas radium ini seolah-olah memperkuat ide Thompson tentang model
atom yang diajukannya.
Kelemahan model atom Thomson
Model atom Thomson memiliki kelemahan yaitu belum ada bagian-bagian atom atau
dengan kata lain tidak ada pemisahan antara elektron dan proton, karena kedua
tersebar merata ke seluruh atom.

Konsep Atom Menurut Rutherford

Dalam percobaannya,Ernest Rutherford (1871-1937) menembakkan partikel _
(alfa) pada kepingan emas yang tipis dengan tebal 1/100 mm. partikel alfa adalah
partikel ang mempunyai massa 7000 kali massa elektron. Hasil pengamatan
menunjukkan adanya partikel-partikel yang dihamburkan, dibelokkan dan
dipantulkan.. Berdasarkan hasil experimennya, Ruther ford menyangkal teori atom
J.J Thomson. Pada tahun 1911 ia menyusun model atom yang baru.

Model atom menurut Rutherford:
1. Atom sebagian besar tediri dari ruang hampa dengan satu inti yang bermuatan
positif dan satu atau beberapa electron yang beredar disekitar inti, seperti planet-
planet yang bergerak dalam sistem tata surya. Massa atom sebagian besar terletak
pada intinya.
2. Atom secara keseluruhan bersifat netral, muatan positif pada inti sama besarnya
dengan muatan elektron yang beredar di sekitarnya. Muatan positif pada inti

besarnya sama dengan nomer atom dikalikan dengan muatan elementer.
3. Inti dan elektron tarik-menarik. Gaya tarik menarik ini merupakan gaya sentripetal
yang mengendalikan gerak elektron pada orbitnya masing-masing seperti grafitasi
dalam tata surya.
4. Pada reaksi kimia, inti atom tidak mengalami perubahan. Yang mengalami
perubahan ialah elektron-elektron pada kulit terluar.

Percobaan Rutherford sehingga menemukan model atom

Ernest Rutherford (1871 – 1937), ilmuwan Inggris bersama dua orang
asistennya Geiger dan Marsden pada tahun 1911, menguji kebenaran model atom
Thomson. Mereka melakukan percobaan dengan menembakkan sinar alfa (α)
melalui celah pelat timbal dan ditumbukkan dengan lempeng emas tipis yang
berukuran 0,01 mm. Untuk mendeteksi partikel alfa yang keluar dari lempeng emas,
dipasang layar yang berlapis seng sulfida. Apabila partikel α bertumbukkan dengan

lempeng ini maka akan menyebabkan nyala sekilas atau fluoresensi yang dapat
terlihat secara jelas.

Hasil pengamatan Rutherford dinyatakan sebagai berikut:

 Sebagian besar sinar α dapat menembus lempeng emas dengan lurus, hal ini
terjadi karena tidak dipengaruhi oleh elektron-elektron. Karena sebagian
besar bagian atom merupakan ruang kosong.

 Sebagian kecil sinar α dibelokkan, karena lintasannya terlalu dekat dengan
inti atom, sehingga dipengaruhi oleh gaya tolak inti atom. Karena inti atom
bermuatan positif.

 Sedikit sekali sinar α dipantulkan kembali sebab tepat bertumbukkan dengan
inti atom. Karena massa atom terpusatkan pada inti atom.

Dengan kenyataan seperti itu, Rutherford membuat teori atom, sebagai berikut:
1. Muatan positif berkumpul pada suatu titik di tengah-tengah atom yang
disebut inti atom.
2. Muatan negatif (elektron) berada di luar inti atom dan bergerak mengelilingi
inti pada lintasannya seperti planet-planet mengelilingi matahari pada sistem
tata surya.

Kelemahan Model atom Rutherford
Sebagaimana halnya model atom Thomson, model atom Rutherford juga

harus diuji kebenarannya apakah sesuai dengan kenyataan atau tidak. Dari hasil
pengujian para ilmuwan ternyata juga ditemukan adanya kelemahan pada model
atom Rutherford.

Ada dua kelemahan pada model atom Rutherford. Kelemahan pertama, yaitu:
elektron yang bermuatan negatif bergerak mengelilingi inti atom yang bermuatan
positif sambil mendapatkan percepatan ke arah inti atom karena pengaruh gaya tarik
inti atom. Berdasarkan hukum-hukum elektromagnetik, gerakan elektron yang
demikian akan menimbulkan gelombang elektromagnetik dan memancarkan energi.
Akibatnya energi elektron akan menyusut, sehingga jari-jari lintasannya akan
mengecil.

Kelemahan kedua, model atom Rutherford tidak dapat menjelaskan spektrum
garis hidrogen. Hal ini terjadi karena lintasan elektron semakin mengecil, sehingga
waktu putarnya juga berkurang dan frekuensi gelombang yang dipancarkan menjadi

beraneka ragam. Sehingga, atom hidrogen tidak akan menunjukkan spektrum garis
tertentu, namun spektrumnya merupakan spektrum kontinu. Sedangkan pada
kenyataannya dengan menggunakan spektrometer menunjukkan bahwa spektrum
atom hidrogen merupakan garis yang khas.

Model Atom Niels Bohr

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. Berdasarkan data
percobaan ini, sangat wajar jika fisikawan kemudian membayangkan sebuah model
sistem keplanetan yang diterapkan pada atom, model Rutherford tahun 1911,
dengan elektron-elektron mengorbit inti seperti layaknya planet mengorbit matahari.
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.

Empat Postulat Niels Bohr

Pada tahun 1913 Niels Bohr menungkapkan 4 gagasan mengenai model
atom yang dikembangkannya,empat gagasan atau postulat itu adalah

1. Dalam atom terdapat lintasan-lintasan tertentu tempat elektron dapat
mengorbit inti tanpa disertai pemancaran atau menyerap energi. lintasan itu, yang
juga disebut kulit atom, kulit atom adalah orbit berbentuk lingkaran dengan jari-jari
tertentu. Setiap lintasan ditandai dengan satu bilangan bulat yang disebut bilangan
kuantum utama (n), mulai dari 1, 2, 3, 4, dan seterusnya, yang dinyatakan dengan
lambang K, L, M, N, dan seterusnya. Lintasan pertama, dengan n = 1, dinamai kulit K,
dan seterusnya.

Bilangan kuantum 1 2 3 4 Dan seterusnya

(n)

Lambing kulit K L M N Dan seterusnya

Semakin besar harga n (makin jauh dari inti), makin besar energi elektron yang
mengorbit pada kulit itu. Jadi tingkat energi kulit L lebih besar daripada kulit
K,tingkat energi kulit M lebih besar daripada kulit L dan seterusnya

2. Elektron hanya boleh berada pada lintasan-lintasan yang diperbolehkan
(lintasan yang ada), dan tidak boleh berada di antara dua lintasan. lintasan yang akan
ditempati oleh elektron bergantung pada energinya. pada keadaan normal (tanpa
pengaruh luar), elektron menempati tingkat energi terendah. keadaan seperti itu
disebut tingkat dasar (ground state). Apabila suatu atom mendapatkan energi dari
luar (misalnya dipanaskan atau disinari), maka electron akan menyerap energi yang
sesuai sehingga berpindah ke tingkat energi yang lebih tinggi. Keadaan demikian
disebut keadaan tereksitasi (excited state).

Keadaan tereksitasi merupakan keadaan yang tidak stabil dan hanya
berlangsung dalam waktu yang singkat. Elektron akan segera kembali ke tingkat
energi yang lebih rendah disertai pelepasan energi berupa gelembong
electromagnet.Oleh karena perpindahan electron ini berlangsung antara kulit yang

sudah tertentu tingkat energinya, maka ataom hanya akan memancarkan radiasi
dengan tingkat energi tertentu pula.

3. Elektron dapat berpindah dari satu kulit ke kulit lain disertai pemancaran atau
penyerapan sejumlah tertentu energi. perpindahan elektron ke kulit lebih dalam akan
disertai penyerapan energi. sebaliknya, perpindahan elektron ke kulit lebih dalam
akan disertai pelepasan energi.

4. Jika suatu atom melakukan transisi dari keadaan energi tinggi Et ke keadaan
energi lebih rendah Er, sebuah foton dengan energi h f = Et-Er diemisikan. Jika
sebuah foton diserap, atom tersebut akan bertransisi ke keadaan energi rendah ke
keadaan energi tinggi.
Model Atom Niels Bohr

Model atom yang dikemukakan oleh Bohr berbasis pada model yang diberikan
oleh Rutherford, yaitu bahwa atom tersusun dari partikel-partikel. Partikel bermuatan
positif berada di pusat atom, yang disebut inti atom, dan di sekeliling inti atom ini
terdapat elektron-elektron yang bermuatan negatif dengan jumlah yang sama
dengan muatan positif inti atom. Perbedaan penting antara kedua model atom itu
adalah bahwa dalam model Rutherford electron berada di sekeliling inti atom dengan
cara yang tidak menentu sedangkan pada model atom Bohr elektron-elektron
tersebut berada pada lingkaran – lingkaran orbit yang diskrit dan tertahan pada
orbitnya tanpa kehilangan energi.

Kelebihan dan Kelemahan Teori Bohr
 Keberhasilan teori Bohr terletak pada kemampuannya untuk meeramalkan garis
-garis dalam spektrum atom hidrogen
 Salah satu penemuan adalah sekumpulan garis halus, terutama jika atom-atom
yang dieksitasikan diletakkan pada medan magnet

Kelemahan
 Struktur garis halus ini dijelaskan melalui modifikasi teori Bohr tetapi teori ini
tidak pernah berhasil memerikan spektrum selain atom hydrogen
 Belum mampu menjelaskan adanya stuktur halus(fine structure) pada
spectrum, yaitu 2 atau lebih garis yang sangat berdekatan
 Belum dapat menerangkan spektrum atom kompleks
 Itensitas relatif dari tiap garis spektrum emisi.
 Efek Zeeman, yaitu terpecahnya garis spektrum bila atom berada dalam medan
magnet.

Tingkat Energi Atom Hidrogen

Energi dan Momentum Sudut Niels Bohr

Gagasan mengenai energi yang diskrit ini pada dasarnya sama dengan
gagasan yang telah dikemukakan oleh Planck serta Einstein. Model atom Bohr
dikemukakan dengan menggunakan pendekatanmekanika klasik .

Elektron bermuatan negatif, yang besar muatannya adalah e = -1,60 ´10-19 C .
Kita bayangkan satu atom dengan inti bermuatan positif sebesar Ze dan sebuah
elektron mengelilingi inti atom ini dalam orbit lingkaran berjari-jari r . Elektron ini
mendapat gaya coulomb sebesar :

FC  k Ze 2

r2

(1)
Jika elektron ini harus tetap berada pada orbitnya maka gaya sentripetal yang

di alami haruslah sama dengan gaya coulomb. Jadi :

k Ze 2  mv 2 atau mv 2  kZe 2
r2 r r

(2)

Dari persamaan ( 2 ) ini kita dapat menghitung energi kinetic dari elektron, yaitu

Ek  1 2 mv 2  kZe 2
2r

(3)

Mengenai energi potensialnya, kita ambil referensi energi potensial = 0 joule padar
=  sehingga energi potensial elektron adalah

Ep k Ze 2  2 E k
r

(4)

Energi total, yaitu energi elektron pada orbit ini, adalah

E Ep Ek  k Ze 2  E k
2r

(5)

Relasi persamaan ( 5 ) menunjukkan bahwabesar energi total elektron sama
dengan energi kinetiknya.

Jika f adalah frekuensi siklus peredaran elektron pada orbit lingkaran yang

berjari-jari r , maka kecepatan electron adalah v  ( 2 r f ) dan energi kinetiknya

adalah

E k mv 2 r )2
 2 m(2 f2

2

(6)

Dari persamaan ( 6 ) kita dapatkan

E k  m(2 r ) 2 f atau E k  m ( 2 r ) 2 f f
f

(7)

Jadi perubahan-perubahan energi elektron terkait dengan perubahan
frekuensi siklus. Gagasan Bohr adalah bahwa orbit elektron adalah diskrit dan bahwa
ada hubungan linier antara energi dan frekuensi seperti halnya apa yang
dikemukakan oleh Planck dan Einstein.

E  n h f

(8)

dengan n bilangan bulat, dan h adalah konstanta Planck. Dengan demikian
perubahan frekuensi siklus juga diskrit. Dari persamaan ( 7 ) dan persamaan ( 8 )
diperoleh :

f  n h

m ( 2 r ) 2

(9)

Relasi energi kinetik persamaan ( 6 ) dapat ditulis sebagai

r )2 f )2 r 2  mr 2

2
  E k
 m(2 f 2  m(2 2

2 2

(10 )

Dari sini kita dapatkan momentum sudutnya, yaitu

p  E k  m r 2 dan perubahan p  m r 2 



( 11 )

Karena   ( 2  f ) maka   ( 2  f ) sehingga persamaan (6) dapat ditulis
p  m r 2 ( 2  f )

( 12 )

Sementara itu persamaan ( 7 ) dapat kita tulis sebagai

E k  m ( 2  r ) 2 f f  m ( 2  r 2 ) ( 2  f ) f  n h f

( 13 )

Persamaan di atas ini memberikan

m r 2 ( 2  f )  n h
2

( 14 )

Persamaan ( 13 ) dan (14) menunjukkan bahwa perubahan momentum juga diskrit.

p   m r 2 ( 2  f )  nh

2

( 15 )

Jadi dalam model atom Bohr ini, energi dan juga momentum sudut adalah
terkuantisasi . Oleh karena itu dalam model atom Bohr, setiap orbit ditandai dengan
dua macam bilangan kuantum, yaitu bilangan kuantum primer n yang menentukan
tingkat energi, dan bilangan kuantumsekunder l yang menentukan momentum sudut

sebesar lh . Rasio n sama dengan perbandingan antara sumbu panjang dan

2 l

sumbu pendek orbit yang berbentuk elips. Jika n = l orbitnya berbentuk lingkaran,
yaitu bentuk orbit yang digunakan untuk menurunkan hubungan-hubungan (11)
sampai (15) di atas.

Untuk suatu nilai n tertentu, bilangan kuantum l dapat mempunyai n nilai.
Untuk n tertentu, makin rendah nilai l makin tinggi eksentrisitas dari orbit yang
berbentuk elips dan elektron yang berada di orbit ini akan secara periodik mendekat

ke inti atom. Nilai l paling besar adalah n karena pada l = n itu orbitnya berbentuk
lingkaran. Atom yang paling stabil adalah atom yangseluruh elektronnya menempati
orbit-orbit yang paling rendah yang diperkenankan, yang disebutground states .
Jari jari Atom Niels Bohr,Energi Kinetik serta Kecepatan Elektron

Jari-jari atom dapat dihitung melalui persamaan ( 10 ) yang menyatakan

bahwa gaya sentripetal elektron sama dengan gaya coulomb. m 2  kZe 2 r Dari sini

kita dapatkan r  kZe 2 m 2

Akan tetapi kecepatan elektron tidak diketahui. Oleh karena itu kita menggunakan
momentum dengan mengalikan pembilang dan penyebut dengan m sehingga kita
peroleh

r  m kZe 2

(m ) 2

(16 )

Momentum sudut diberikan oleh persamaan (11), p  m r 2 Karena   Maka

r

p  mr 2   m r  atau m  p
r
r

( 17 )
Karena momentum sudut adalah diskrit maka dari (15 ) dan (17 ) kita peroleh

m  nh

2

( 18 )

Substitusi (18 ) ke ( 16 ) memberikan

r  mkZe 2 ( 2 r ) 2 sehingga r  n 2h 2

n 2h 2 4 2 k mZe 2

( 19 )
Inilah formulasi untuk jari-jari atom Bohr, yang dapat pula dituliskan Sebagai

r  k1 n2
Z

( 20 )
Dengan k1 konstanta 0,529 x 10 -8 cm.Untuk atom hidrogen dalamground state , di
manan danZ bernilai satu, makar = 0,529 Å.

Energi kinetic electron dapat diperoleh dari subtitusi persamaan 19 ke persamaan 3

 kZe 2  kZe 2 ( 4 2 kmZe 2 )  2 2 2  Ze 2 2
Ek k m 
2r 2n 2h 2  nh 

Kecepatan electron dapat di hitung dari formula energi kinetic dan momentum

Ek  m 2  kZe 2 dan mv  nh

2 2r 2r

  E k  kZe 2 x 4r  2 kZe 2
mv / 2 2 r nh nh

Tingkat energi dan spectrum atom hydrogen
 Tingkat energi spectrum hidrogen
Energi total elektron adalah penjumlahan dari energi potensial electron denga

energi kinetiknya,Adapun besar energi total dari electron adalah

E  k Ze 2

2r

Dengan memasukkan nilai r sama dengan

r  n2h2

4 2 k m Ze 2

dan mengambil Z = 1 untuk hidrogen, kita peroleh energi untuk tiap bilangan
kuantum principaln , adalah

E n   2 2 mk 2 Z 2 e 4   13 , 6 eV
n 2h 2 n2

Tingkat-tingkat energi ini bisa di lihat berdasarkan gambar di bawah ini

 Spektrum Atom Hidrogen .

Besarnya energi total elektron setara dengan minus energi kinetiknya (E = -Ek )
Dengan anggapan bahwa frekuensi dari suatu garis spectrum sebanding dengan
beda dari dua status energi, maka energi yang terkait dengan garis spektrum adalah

hf  E 2  E 1  E k1  E k 2

 Ze 2 2 1 1 
m h  n22 
hf  2 2 k 2    
 
n 2

1

f 2 2 k 2 mZ 2e4 1  1 
h3  n22 
 n 2 

1

c  2 2 k 2 mZ 2e4 1  1 
 n22 
 h3  n 2 

1

1  2 2 k 2 mZ 2e4 1  1 
 n22 
 ch 3  n 2 

1

Di mana 2 2 k 2 mZ 2 e 4 = konstanta ryberg = 1.097 x 10 -3 amstrong -1

ch 3

Beberapa garis spektrum atom hidrogen diperlihatkan pada gambar di bawah
ini sedangkan spectrum selengkapnya dapat di lihat melalui tabel di bawah ini.

Teori Mekanika Kuantum

Berdasarkan teori atom Max Planck, dapat ditentukan besarnya energi partikel
(elektron) saat mengelilingi inti pada kulit atom.

Pada tahun 1927, Erwin Schrodinger mengajukan teori atom yang disebut
dengan teori atom mekanika kuantum yang menyatakan bahwa kedudukan elektron
dalam atom tidak dapat ditentukan dengan pasti, yang dapat ditentukan adalah
probabilitas menemukan elektron sebagai fungsi jarak dari inti atom. Daerah dengan

probabilitas terbesar menemukan elektron disebut dengan

orbital. Schrodinger memperhitungkan dualisme sifat elektron, yaitu sebagai partikel

sekaligus sebagai gelombang. Temuan Schrodinger memungkinkan kita untuk

menentukan struktur elektronik atom, baik yang berelektron tunggal maupun yang

berelektron banyak.

Pada tahun yang sama, Werner Heisenberg menguatkan teori atom mekanika

kuantum dengan temuannya yang disebut dengan azas ketidakpastian

Heisenberg yang menyatakan bahwa kedudukan partikel seperti elektron tidak dapat

ditentukan dengan pasti pada saat yang sama.

Daerah atau ruang dengan peluang terbesar menemukan elektron disebut

orbital, sedangkan lintasan berbentuk lingkaran dengan jari-jari tertentu disebut orbit.

Salah satu cara memaparkan orbital adalah dengan pola titik-titik. Densitas

(kerapatan) titik-titik menyatakan besar-kecilnya peluang menemukan elektron di

daerah itu. Istilah lain untuk menyatakan peluang menemukan elektron

adalah densitas elektron. Daerah dengan peluang besar menemukan elektron berarti

mempunyai densitas yang tinggi dan seebaliknya.

Model atom dengan orbital lintasan elektron ini disebut model atom modern

atau model atom mekanika kuantum. Awan elektron disekitar inti menunjukkan

tempat kebolehjadian elektron. Orbital-orbital dengan tingkat energi yang sama atau

hampir sama akan membentuk sub kulit. Beberapa sub kulit bergabung membentuk

kulit. Walaupun posisi kulitnya sama tetapi posisi orbitalnya belum tentu sama.

Ciri khas model atom mekanika kuantum, adalah sebagai berikut :

 Gerakan elektron memiliki sifat gelombang sehingga lintasannya (orbitnya) tidak

stasioner seperti model Bohr, tetapi mengikuti penyelesaian kuadrat fungsi

gelombang.

 Bentuk dan ukuran orbital bergantung pada harga dari ketiga bilangan

kuantumnya.

 Posisi elektron sejauh 0,529 Amstrong dari inti H menurut Bohr bukannya

sesuatu yang pasti, tetapi boleh jadi merupakan peluang terbesar ditemukannya

elektron.

Kelemahan Model Atom Modern :

Persamaan gelombang Schrodinger hanya dapat diterapkan secara eksak

untuk partikel dalam kotak dan atom dengan elektron tunggal.

Bilangan kuantum adalah bilangan yang menyatakan kedudukan atau posisi

elektron dalam atom. Hasil penjabaran persamaan Schrodinger untuk atom hidrogen

menunjukkan bahwa energi suatu elektron ditentukan oleh bilangan kuantum

utama (n),  bilangan kuantum azimut (l),  dan bilangan kuantum

magnetik (m).  Kedudukan elektron dalam suatu atom dapat ditentukan oleh 4

bilangan kuantum, yaitu :

1. Bilangan kuantum utama (n)

Bilangan kuantum utama (n)  menyatakan tingkat energi orbital atau kulit atom.

Dan menyatakan ukuran orbital atom, makin besar harga n, makin besar ukuran

orbital yang ditempati elektron. Bilangan kuantum utama dapat mempunyai nilai

semua bilangan bulat positif, yaitu 1, 2, 3, 4, 5, dan seterusnya. Sama seperti dalam

teori atom Neils Bohr, kulit atom dinyatakan dengan lambang K, L, M, N, O , dan

seterusnya.

                   n=1 ; sesuai dengan kulit K

                    n=2 ; sesuai dengan kulit L

                   n=3 ; sesuai dengan kulit M

                   n=4 ; sesuai dengan kulit N  dan seterusnya.

Bilangan                   

kuantum utama 1 2 3 4

(n)              

   Kulit K L MN

2.  Bilangan kuantum Azimut (l)
 Bilangan kuantum azimut merupakan ukuran momentum sudut orbital
elektron. Bilangan kuantum azimut menyatakan subkulit (orientasi bentuk orbital)
tempat elektron berada dan menunjukkan jenis subkulit serta bentuk orbital. Harga
bilangan kuantum azimut yaitu dari 0 hingga (n-1).
 l=0 menyatakan subkulit s (s= sharp)
 l=1 menyatakan subkulit p (p= principle)
 l=2 menyatakan subkulit d (d= diffuse)
 l=3 menyatakan subkulit f (f= fundamental)
Banyaknya sub kulit dari suatu kulit bergantung pada banyaknya nilai bilangan
kuantum azimut yang di izinkan untuk kulit itu.

Kulit Nilai Niali l yang di subkulit

n ijinkan                   
K 10
L 2 0, 1 1s
M 3 0, 1, 2 2s 2p
N 4 0,1,2,3 3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f

3. Bilangan kuantum magnetik (m)
Bilangan kuantum magnetik menyatakan kedudukan elektron pada suatu
orbital khusus dari orbital itu. Harga bilangan kuantum magnetik tergantung pada
harga bilangan kuantum azimuth yaitu semua bilangan bulat mulai dari –l sampai
dengan +l, termasuk 0.
a)      Subkulit s (l=0) → m=0 , terdiri dari 1 orbital.
b)      Subkulit p (l=1) → m=-1, 0, +1 , terdiri dari 3 orbital.
c)      Subkulit d (l=2) → m=-2, -1, 0, +1, +2 , terdiri dari 5 orbital.
d)      Subkulit f (l=3) → m= -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 , terdiri dari 7 orbital.
                  

Subkulit Nilai l Nilai m

s0 0

p1 -1, 0, +1

d2 -2,-1, 0, 1, 2, 3

f3 -3, -2, -1, 0, 1,
2, 3

                 

4. Bilangan kuantum spin (s)

 Bilangan kuantum spin menunjukkan arah perputaran elektron pada

sumbunya. Dalam satu orbital, maksimum dapat beredar 2 elektron dan kedua

elektron ini berputar melalui sumbu dengan arah yang berlawanan, dan masing-

masing diberi harga spin +1/2 atau -1/2.

  S= +1/2 arah putaran searah dengan jarum jam (↑)

  S= -1/2 arah putaran berlawanan dengan arah jarum jam (↓)

Kulit Subkulit Jumlah Jumlah orbital Elektron

n (n2) maksimum
(2n2)
Ks 1 12 = 1 orbital 2 elektron
22 = 4 orbital 8 elektron
L s, p 2 32 = 9 orbital 18 elektron
42 = 16 0rbital 32 elektron
M s, p, d 3 52= 25 0rbital 50 elektron

N s, p, d, f 4 62 =36 orbital 72 elekron

O s, p, d, f, g 5

s, p, d, f, g,
P6

h