CHAPTER 7
(SUB CHAPTER 7.5-7.9)
1. Tujuan [back]
a. Memahami Teori Kuantum dan elektronika struktur atom
b. Mengetahui prinsip aufbau
c. Memenuhi mata kuliah Kimia Dasar
2. Alat dan Bahan [back]
Berikut komponen yang di gunakan :
1. Power Supply
Power Supply bertujuan untuk memberikan tenaga listrik ke rangkaian agar rangkaian dapat hidup dengan baik.
2. LED
Infra merah : 1,6 V.
Merah : 1,8 V – 2,1 V Oranye : 2,2 V.
Kuning : 2,4 V.
Hijau : 2,6 V.
Biru : 3,0 V – 3,5 V.
Putih : 3,0 – 3,6 V.
Ultraviolet : 3,5 V.
Kuning : 2,4 V.
Hijau : 2,6 V.
Biru : 3,0 V – 3,5 V.
Putih : 3,0 – 3,6 V.
Ultraviolet : 3,5 V.
3. Logicstate
7 jenis gerbang logika :
- Gerbang AND : Apabila semua / salah satu input merupakan bilangan biner (berlogika) 0, maka output akan menjadi 0. Sedangkan jika semua input adalah bilangan biner (berlogika) 1, maka output akan berlogika 1.
- Gerbang OR : Apabila semua / salah satu input merupakan bilangan biner (berlogika) 1, maka output akan menjadi 1. Sedangkan jika semua input adalah bilangan biner (berlogika) 0, maka output akan berlogika 0.
- Gerbang NOT : Fungsi Gerbang NOT adalah sebagai Inverter (pembalik). Nilai output akan berlawanan dengan inputnya.
- Gerbang NAND : Apabila semua / salah satu input bilangan biner (berlogika) 0, maka outputnya akan berlogika 1. Sedangkan jika semua input adalah bilangan biner (berlogika) 1, maka output akan berlogika 0.
- Gerbang NOR : Apabila semua / salah satu input bilangan biner (berlogika) 1, maka outputnya akan berlogika 0. Sedangkan jika semua input adalah bilangan biner (berlogika) 0, maka output akan berlogika 1.
- Gerbang XOR : Apabila input berbeda (contoh : input A=1, input B=0) maka output akan berlogika 1. Sedangakan jika input adalah sama, maka output akan berlogika 0.
- Gerbang XNOR : Apabila input berbeda (contoh : input A=1, input B=0) maka output akan berlogika 0. Sedangakan jika input adalah sama, maka output akan berlogika 1.
4. Sensor suara FC-04
Berfungsi untuk mendeteksi suara dan juga dapat mengubah sinyal suara menjadi sinyal elektrik sehingga dapat diproses untuk penggunaan selanjutnya
Modul Sensor Suara FC-04 yang dapat mendeteksi intensitas suara sekeliling, mengidentifikasi keberadaan atau ketidakberadaan suara (berdasarkan prinsip getaran suara).
Spesifikasi:
Sensitivitas bisa diatur (stel potensiometer warna biru)
Tegangan kerja 3.3V-5V
Output bentuk digital (0 dan 1, tinggi dan rendah)
Dengan lobang baut utk instalasi
Ukuran papan PCB 3.4cm x 1.6cm
Interface:
1. VCC: tegangan input 3.3V-5V
2. GND: ground
3. DO : digital output (0 dan 1)
Catatan:
1. Modul sensor suara sensitif terhadap intensitas suara sekitar lingkungan.
2. Ketika intensitas suara lebih kecil dari nilai yang ditentukan, DO menghasilkan nilai tinggi. Ketika intensitas suara luar lebih besar dari nilai yang ditentukan, DO menghasilkan nilai rendah.
3. Port DO dapat dihubungkan secara langsung dengan microcontroller untuk mendeteksi nilai tinggi dan rendah, sehingga dapat mendeteksi suara sekitar.
4. Digital output DO pada modul dapat difungsikan langsung sebagai saklar yang diaktifasi oleh suara (voice-activated switch)
5. Transistor
Transistor adalah komponen semikonduktor yang memiliki berbagai macam fungsi seperti sebagai penguat, pengendali, penyearah, osilator, modulator dan lain sebagainya. Transistor merupakan salah satu komponen semikonduktor yang paling banyak ditemukan dalam rangkaian-rangkaian elektronika. Boleh dikatakan bahwa hampir semua perangkat elektronik menggunakan Transistor untuk berbagai kebutuhan dalam rangkaiannya.
3. Dasar Teori [back]
Keberhasilan spektakuler teori Bohr diikuti oleh serangkaian kekecewaan. Pendekatan Bohr tidak memperhitungkan spektrum emisi atom yang mengandung lebih dari satu elektron, seperti atom helium dan lithium. Juga tidak menjelaskan mengapa garis tambahan muncul dalam spektrum emisi hidrogen ketika medan magnet diterapkan. Masalah lain muncul dengan penemuan bahwa elektron itu mirip gelombang: Bagaimana "posisi" gelombang ditentukan? Kita tidak dapat menentukan lokasi gelombang yang tepat karena gelombang memanjang di angkasa.
Untuk menggambarkan masalah mencoba menemukan partikel subatomik yang berperilaku seperti gelombang, Werner Heisenberg merumuskan apa yang sekarang dikenal sebagai prinsip ketidakpastian Heisenberg: tidak mungkin untuk mengetahui secara bersamaan kedua momentum p (didefinisikan sebagai massa kali kecepatan) dan posisi suatu partikel dengan pasti. Dinyatakan secara matematis,
(7.9)di mana 𝛥x dan 𝛥p adalah ketidakpastian dalam mengukur posisi dan momentum partikel, masing-masing. Tanda ≥ memiliki arti sebagai berikut. Jika ketidakpastian posisi dan momentum yang diukur adalah besar (katakanlah, dalam eksperimen kasar), produknya dapat secara substansial lebih besar daripada h/4𝝅 (karenanya tanda >). Signifikansi dari Persamaan 7.9 adalah bahwa bahkan dalam kondisi yang paling menguntungkan untuk mengukur posisi dan momentum, produk dari ketidakpastian tidak pernah dapat kurang dari h/4𝝅 (karenanya tanda =). Dengan demikian, membuat pengukuran momentum suatu partikel lebih tepat (yaitu, membuat 𝛥p dalam jumlah kecil) berarti bahwa posisi tersebut harus menjadi kurang tepat (yaitu, 𝛥x akan menjadi lebih besar). Demikian pula, jika posisi partikel diketahui lebih tepat, pengukuran momentumnya harus menjadi kurang tepat.
Menerapkan prinsip ketidakpastian Heisenberg pada atom hidrogen, kita melihat bahwa pada kenyataannya elektron tidak mengorbit inti dalam jalur yang didefinisikan dengan baik, seperti yang dipikirkan Bohr. Jika ya, kita dapat menentukan secara tepat posisi elektron (dari lokasinya pada orbit tertentu) dan momentumnya (dari energi kinetiknya) pada saat yang sama, sebuah pelanggaran terhadap prinsip ketidakpastian.
Yang pasti, Bohr memberikan kontribusi yang signifikan bagi pemahaman kita tentang atom, dan sarannya bahwa energi elektron dalam atom dikuantisasi tetap tidak tertandingi. Namun teorinya tidak memberikan deskripsi lengkap tentang perilaku elektronik dalam atom. Pada tahun 1926, fisikawan Austria Erwin Schrödinger, menggunakan teknik matematika yang rumit, merumuskan persamaan yang menggambarkan perilaku dan energi partikel submikroskopik secara umum, sebuah persamaan yang analog dengan hukum gerak Newton untuk objek makroskopik. Persamaan Schrödinger membutuhkan kalkulus canggih untuk diselesaikan, dan kita tidak akan membahasnya di sini. Penting untuk mengetahui, bagaimanapun, bahwa persamaan tersebut menggabungkan perilaku partikel, dalam hal massa m, dan perilaku gelombang, dalam hal fungsi gelombang 𝜓 (psi), yang tergantung pada lokasi dalam ruang sistem (seperti sebuah elektron dalam atom).
Fungsi gelombang itu sendiri tidak memiliki makna fisik langsung. Namun, probabilitas menemukan elektron di wilayah tertentu dalam ruang sebanding dengan kuadrat fungsi gelombang, 𝜓². Gagasan mengaitkan 𝜓² dengan probabilitas berasal dari analogi teori gelombang. Menurut teori gelombang, intensitas cahaya sebanding dengan kuadrat amplitudo gelombang, atau 𝜓². Tempat yang paling mungkin untuk menemukan foton adalah di mana intensitas terbesar, yaitu, di mana nilai 𝜓² terbesar. Argumen serupa mengaitkan 𝜓² dengan kemungkinan menemukan elektron di daerah sekitar inti.
Persamaan Schrödinger memulai era baru dalam fisika dan kimia, karena ia meluncurkan bidang baru, mekanika kuantum (juga disebut mekanika gelombang). Kita sekarang merujuk pada perkembangan dalam teori kuantum dari tahun 1913 — saat Bohr mempresentasikan analisisnya untuk atom hidrogen — sampai tahun 1926 sebagai “teori kuantum lama.”
Deskripsi Mekanika Kuantum dari Atom Hidrogen
Persamaan Schrödinger menentukan keadaan energi yang mungkin dimiliki elektron dalam atom hidrogen dan mengidentifikasi fungsi gelombang yang sesuai (𝜓). Keadaan energi dan fungsi gelombang ini ditandai oleh sejumlah bilangan kuantum (yang akan dibahas segera), yang dengannya kita dapat membuat model atom hidrogen yang komprehensif.
Meskipun mekanika kuantum memberi tahu kita bahwa kita tidak dapat menunjukkan dengan tepat elektron dalam atom, ia menentukan wilayah di mana elektron berada pada waktu tertentu. Konsep kerapatan elektron memberikan probabilitas bahwa elektron akan ditemukan di wilayah tertentu dari atom. Kuadrat dari fungsi gelombang, 𝜓², mendefinisikan distribusi kerapatan elektron dalam ruang tiga dimensi di sekitar inti. Daerah dengan kerapatan elektron yang tinggi menunjukkan probabilitas yang tinggi untuk menemukan elektron, sedangkan yang sebaliknya berlaku untuk daerah dengan kerapatan elektron yang rendah (Gambar 7.15).
Untuk membedakan deskripsi mekanika kuantum dari atom dari model Bohr, kita berbicara tentang orbital atom, bukan orbit. Orbital atom dapat dianggap sebagai fungsi gelombang elektron dalam atom. Ketika kita mengatakan bahwa sebuah elektron berada dalam orbital tertentu, kita berarti bahwa distribusi kerapatan elektron atau probabilitas penempatan elektron dalam ruang dijelaskan oleh kuadrat fungsi gelombang yang terkait dengan orbital itu. Orbital atom, oleh karena itu, memiliki karakteristik energi, serta distribusi karakteristik kerapatan elektron.
Persamaan Schrödinger bekerja dengan baik untuk atom hidrogen sederhana dengan satu proton dan satu elektronnya, tetapi ternyata tidak dapat diselesaikan dengan tepat untuk setiap atom yang mengandung lebih dari satu elektron! Untungnya, ahli kimia dan fisikawan telah belajar untuk mengatasi kesulitan semacam ini dengan pendekatan. Sebagai contoh, meskipun perilaku elektron dalam atom banyak elektron (yaitu, atom yang mengandung dua atau lebih elektron) tidak sama dengan dalam atom hidrogen, kita menganggap bahwa perbedaannya mungkin tidak terlalu besar. Dengan demikian, kita dapat menggunakan energi dan fungsi gelombang yang diperoleh dari atom hidrogen sebagai perkiraan perilaku elektron dalam atom yang lebih kompleks. Faktanya, pendekatan ini memberikan deskripsi perilaku elektronik dalam atom banyak elektron yang cukup andal.
Dalam mekanika kuantum, diperlukan tiga bilangan kuantum untuk menggambarkan distribusi elektron dalam hidrogen dan atom lainnya. Angka-angka ini berasal dari penyelesaian matematika dari persamaan Schrödinger untuk atom hidrogen. Mereka disebut bilangan kuantum utama, bilangan kuantum momentum sudut, dan bilangan kuantum magnetik. Bilangan kuantum ini akan digunakan untuk menggambarkan orbital atom dan untuk memberi label elektron yang berada di dalamnya. Bilangan kuantum keempat — bilangan kuantum spin — menggambarkan perilaku elektron tertentu dan melengkapi deskripsi elektron dalam atom.
Bilangan Kuantum Utama (n)
Bilangan kuantum utama (n) dapat memiliki nilai integral 1, 2, 3, dan seterusnya; itu sesuai dengan bilangan kuantum dalam Persamaan (7.5). Dalam atom hidrogen, nilai n menentukan energi orbital. Seperti yang akan kita lihat sebentar lagi, ini bukan kasus atom banyak-elektron. Bilangan kuantum utama juga berkaitan dengan jarak rata-rata elektron dari inti dalam orbital tertentu. Semakin besar n adalah, semakin besar jarak rata-rata elektron dalam orbital dari inti dan karenanya semakin besar orbital.
Bilangan Kuantum Momentum Sudut (ℓ)
Bilangan kuantum momentum sudut (ℓ) memberi tahu kita "bentuk" orbital (lihat Bagian 7.7). Nilai ℓ tergantung pada nilai bilangan kuantum utama, n. Untuk nilai n yang diberikan, ℓ memiliki nilai integral yang mungkin dari 0 hingga (n = ℓ). Jika n = 1, hanya ada satu nilai yang mungkin dari ℓ; yaitu, ℓ = n - 1 = 1 - 1 = 0. Jika n = 2, ada dua nilai ℓ, yang diberikan oleh 0 dan 1. Jika n = 3, ada tiga nilai ℓ, yang diberikan oleh 0, 1 , dan 2. Nilai ℓ umumnya ditentukan oleh huruf s, p, d,. . . sebagai berikut:
Jadi, jika ℓ = 0, kita memiliki orbital s; jika ℓ = 1, kita memiliki orbital p; dan seterusnya.
Urutan huruf yang tidak biasa (s, p, dan d) memiliki asal historis. Fisikawan yang mempelajari spektrum emisi atom mencoba untuk mengkorelasikan garis spektral yang diamati dengan keadaan energi tertentu yang terlibat dalam transisi. Mereka mencatat bahwa beberapa garisnya tajam; beberapa agak tersebar, atau menyebar; dan beberapa sangat kuat dan karenanya disebut sebagai garis utama. Selanjutnya, huruf awal dari masing-masing kata sifat ditugaskan untuk keadaan energi tersebut. Namun, setelah huruf d dan dimulai dengan huruf f (untuk fundamental), peruntukan orbital mengikuti urutan abjad.
Kumpulan orbital dengan nilai n yang sama sering disebut kulit. Satu orbital atau lebih dengan nilai n yang sama dan ℓ disebut sebagai subkulit. Misalnya, kulit dengan n = 2 terdiri dari dua subkulit, ℓ = 0 dan 1 (nilai yang diizinkan untuk n = 2). Subkulit ini disebut subkulit 2s dan 2p di mana 2 menunjukkan nilai n, dan s dan p menunjukkan nilai ℓ.
Bilangan Kuantum Magnetik (mℓ)
Bilangan kuantum magnetik (mℓ) menggambarkan orientasi orbital dalam ruang (akan dibahas dalam Bagian 7.7). Dalam subkulit, nilai mℓ tergantung pada nilai bilangan kuantum momentum sudut, ℓ. Untuk nilai tertentu dari ℓ, ada (2ℓ + 1) nilai integral mℓ sebagai berikut:
-ℓ, (-ℓ+1), ...0,...(+ℓ-1), ℓ
Jika ℓ = 0, maka mℓ = 0. Jika ℓ = 1, maka ada [(2 x 1) + 1], atau tiga nilai mℓ, yaitu, -1, 0, dan 1. Jika ℓ = 2, ada [(2 x 2) + 1], atau lima nilai mℓ, yaitu, -2, -1, 0, 1, dan 2. Jumlah mℓ menunjukkan jumlah orbital dalam sebuah subkulit dengan nilai ℓ subkulit tertentu.
Untuk menyimpulkan diskusi kita tentang tiga bilangan kuantum ini, mari kita perhatikan situasi di mana n = 2 dan ℓ = 1. Nilai n dan ℓ mengindikasikan bahwa kita memiliki subkulit 2p, dan dalam subkulit ini kita memiliki tiga orbital 2p (karena ada tiga nilai mℓ, yang diberikan oleh -1, 0, dan 1).
Bilangan Kuantum Spin Elektron (ms)
Eksperimen pada spektrum emisi atom hidrogen dan natrium menunjukkan bahwa garis-garis dalam spektrum emisi dapat dipisah dengan menerapkan medan magnet eksternal. Satu-satunya cara fisikawan dapat menjelaskan hasil ini adalah dengan menganggap bahwa elektron bertindak seperti magnet kecil. Jika elektron dianggap berputar pada sumbunya sendiri, seperti halnya Bumi, sifat magnetiknya dapat dipertanggungjawabkan. Menurut teori elektromagnetik, muatan berputar menghasilkan medan magnet, dan gerakan inilah yang menyebabkan elektron berperilaku seperti magnet. Gambar 7.16 menunjukkan dua gerakan pemintalan yang mungkin dari sebuah elektron, satu searah jarum jam dan lainnya berlawanan arah jarum jam. Untuk memperhitungkan perputaran elektron, kita perlu memasukkan bilangan kuantum keempat, yang disebut bilangan kuantum spin elektron (ms), yang memiliki nilai -½ atau +½.
Bukti konklusif spin elektron disediakan oleh Otto Stern dan Walther Gerlach pada tahun 1924. Gambar 7.17 menunjukkan pengaturan eksperimental dasar. Berkas atom gas yang dihasilkan dalam tungku panas melewati medan magnet non homogen. Interaksi antara elektron dan medan magnet menyebabkan atom terdefleksi dari jalur garis lurusnya. Karena gerakan perputaran benar-benar acak, elektron di setengah atom akan berputar dalam satu arah, dan atom-atom itu akan terdefleksi dalam satu cara; elektron-elektron di bagian lain dari atom-atom akan berputar ke arah yang berlawanan, dan atom-atom itu akan terdefleksi ke arah yang lain. Dengan demikian, dua titik dengan intensitas yang sama diamati pada layar pendeteksi.
Tabel 7.2 menunjukkan hubungan antara bilangan kuantum dan orbital atom. Kita melihat bahwa ketika 𝓁 = 0, (2𝓁 + 1) = 1 dan hanya ada satu nilai mℓ, maka kita memiliki orbital s. Ketika 𝓁 = 1, (2𝓁 + 1) = 3, maka ada tiga nilai orbital mℓ atau tiga p, berlabel px, py, dan pz. Ketika 𝓁 = 2, (2𝓁 + 1) = 5 dan ada lima nilai mℓ, dan lima orbital yang sesuai diberi label dengan subskrip yang lebih rumit. Pada bagian berikut ini kita akan memperhatikan orbital s, p, dan d secara terpisah.
Tabel 7.2 Hubungan Antara Bilangan Kuantum dan Orbital Atom
Orbital s. Salah satu pertanyaan penting yang perlu kita tanyakan ketika mempelajari sifat-sifat orbital atom adalah, Apa saja bentuk orbital? Sebenarnya, orbital tidak memiliki bentuk yang terdefinisi dengan baik karena fungsi gelombang yang mencirikan orbital memanjang dari inti hingga tak terbatas. Dalam hal ini, sulit untuk mengatakan seperti apa bentuk orbital itu. Di sisi lain, tentu saja nyaman untuk berpikir bahwa orbital memiliki bentuk tertentu, khususnya dalam membahas pembentukan ikatan kimia antara atom, seperti yang akan kita lakukan pada Bab 9 dan Bab 10.
Meskipun pada prinsipnya sebuah elektron dapat ditemukan di mana saja, kita tahu bahwa sebagian besar waktu elektron cukup dekat dengan inti. Gambar 7.18 (a) menunjukkan distribusi kerapatan elektron dalam orbital hidrogen 1s yang bergerak keluar dari inti. Seperti yang Anda lihat, kerapatan elektron turun dengan cepat ketika jarak dari inti meningkat. Secara kasar, ada sekitar 90 persen kemungkinan menemukan elektron dalam radius 100 pm (1 pm = 1 x 10⁻¹² m) yang mengelilingi inti. Dengan demikian, kita dapat mewakili orbital 1s dengan menggambar diagram batas permukaan yang membungkus sekitar 90 persen dari total kerapatan elektron dalam orbital, seperti yang ditunjukkan pada Gambar 7.18 (b). Orbital 1s yang ditampilkan dengan cara ini hanyalah bola.
Gambar 7.19 menunjukkan diagram batas permukaan untuk orbital atom hidrogen 1s, 2s, dan 3s. Semua orbital s berbentuk bola tetapi memiliki ukuran berbeda, yang meningkat seiring dengan meningkatnya jumlah kuantum utama. Meskipun detail variasi kerapatan elektron dalam setiap permukaan batas hilang, tidak ada kerugian serius. Bagi kita fitur paling penting dari orbital atom adalah bentuk dan ukuran relatifnya, yang secara memadai diwakili oleh diagram permukaan batas.
Orbital p. Harus jelas bahwa orbital p mulai dengan bilangan kuantum utama n = 2. Jika n = 1, maka bilangan kuantum momentum sudut 𝓁 hanya dapat mengasumsikan nilai nol; oleh karena itu, hanya ada orbital 1s. Seperti yang kita lihat sebelumnya, ketika 𝓁 = 1, bilangan kuantum magnetik mℓ dapat memiliki nilai -1, 0, 1. Dimulai dengan n = 2 dan 𝓁 = 1, maka kita memiliki tiga orbital 2p: 2px, 2py, dan 2pz (Gambar 7.20). Subskrip huruf menunjukkan sumbu sepanjang orientasi orbital. Ketiga orbital p ini identik dalam ukuran, bentuk, dan energi; mereka berbeda satu sama lain hanya dalam orientasi. Perhatikan, bagaimanapun, bahwa tidak ada hubungan sederhana antara nilai-nilai mℓ dan arah x, y, dan z. Untuk tujuan kita, Anda hanya perlu mengingat bahwa karena ada tiga kemungkinan nilai mℓ, ada tiga orbital p dengan orientasi yang berbeda.
Diagram batas permukaan orbital p pada Gambar 7.20 menunjukkan bahwa setiap orbital p dapat dianggap sebagai dua lobus pada sisi berlawanan dari inti. Seperti orbital s, orbital p bertambah dalam ukuran dari orbital 2p menjadi 3p hingga 4p dan seterusnya.
Orbital d dan Orbital Berenergi Tinggi Lainnya. Ketika 𝓁 = 2, ada lima nilai mℓ, yang sesuai dengan lima orbital. Nilai terendah dari n untuk sebuah orbital d adalah 3. Karena 𝓁 tidak pernah bisa lebih besar dari n - 1, ketika n = 3 dan 𝓁 = 2, kita memiliki lima orbital d (3dxy, 3dyz, 3dxz, 3dx²-y², dan 3dz²), ditunjukkan pada Gambar 7.21. Seperti dalam kasus orbital p, orientasi orbital d yang berbeda sesuai dengan nilai mℓ yang berbeda, tetapi sekali lagi tidak ada korespondensi langsung antara orientasi yang diberikan dan nilai mℓ tertentu. Semua orbital 3d dalam atom identik dalam energi. Orbital d yang n lebih besar dari 3 (4d, 5d, ...) memiliki bentuk yang serupa.
Orbital yang memiliki energi lebih tinggi dari orbital d diberi label f, g,. . . dan seterusnya. Orbital-orbital itu penting dalam memperhitungkan perilaku unsur-unsur dengan nomor atom lebih besar dari 57, tetapi bentuknya sulit untuk diwakili. Dalam kimia dasar, kita mengabaikan orbital yang memiliki nilai 𝓁 lebih besar dari 3 (orbital g dan seterusnya).
Contoh 7.6 dan 7.7 mengilustrasikan pelabelan orbital dengan bilangan kuantum dan perhitungan jumlah total orbital yang terkait dengan bilangan kuantum utama yang diberikan.
Contoh 7.6
Sebutkan nilai-nilai n, 𝓁, dan mℓ untuk orbital dalam subkulit 4d.
Strategi
Apa hubungan antara n, 𝓁, dan mℓ? Apa yang dilambangkan oleh "4" dan "d" dalam 4d?
Penyelesaian
Seperti yang kita lihat sebelumnya, angka yang diberikan dalam penunjukan subkulit adalah bilangan kuantum utama, jadi dalam kasus ini n = 4. Huruf itu menunjuk jenis orbital. Karena kita berhadapan dengan orbital d, 𝓁 = 2. Nilai mℓ dapat bervariasi dari -𝓁 sampai 𝓁. Oleh karena itu, mℓ bisa -2, -1, 0, 1, atau 2.
Periksa
Nilai n dan 𝓁 ditetapkan untuk 4d, tetapi mℓ dapat memiliki salah satu dari lima nilai, yang sesuai dengan lima orbital d.
Latihan
Berikan nilai-nilai bilangan kuantum yang terkait dengan orbital dalam subkulit 3p.
Contoh 7.7
Berapa jumlah total orbital yang terkait dengan bilangan kuantum utama n = 3?
Strategi
Untuk menghitung jumlah total orbital untuk nilai n yang diberikan, pertama-tama kita perlu menuliskan nilai yang mungkin dari 𝓁. Kita kemudian menentukan berapa banyak nilai mℓ yang dikaitkan dengan masing-masing nilai 𝓁. Jumlah total orbital sama dengan jumlah semua nilai mℓ.
Penyelesaian
Untuk n = 3, nilai yang mungkin dari 𝓁 adalah 0, 1, dan 2. Dengan demikian, ada satu orbital 3s (n = 3, 𝓁 = 0, dan mℓ = 0); ada tiga orbital 3p (n = 3, 𝓁 = 1, dan mℓ = -1, 0, 1); ada beberapa orbital 3d (n = 3, 𝓁 = 2, dan mℓ = -2, -1, 0, 1, 2). Jumlah total orbital adalah 1 + 3 = 5 = 9.
Periksa
Jumlah total orbital untuk nilai n adalah n². Jadi di sini kita memiliki 3² = 9. Bisakah Anda membuktikan validitas hubungan ini?
Latihan
Berapa jumlah total orbital yang terkait dengan bilangan kuantum utama n = 4?
Energi dari Orbital
Sekarang kita memiliki pemahaman tentang bentuk dan ukuran orbital atom, kita siap untuk menyelidiki energi relatifnya dan melihat bagaimana tingkat energi mempengaruhi pengaturan aktual elektron dalam atom.
Menurut Persamaan (7.5), energi elektron dalam atom hidrogen ditentukan semata-mata oleh bilangan kuantum utamanya. Dengan demikian, energi orbital hidrogen meningkat sebagai berikut (Gambar 7.22):
1s < 2s = 2p <3s = 3p = 3d < 4s =4p = 4d = 4f < ...
Meskipun distribusi kerapatan elektron berbeda dalam orbital 2s dan 2p, elektron hidrogen memiliki energi yang sama apakah itu dalam orbital 2s atau orbital 2p. Orbital 1s dalam atom hidrogen sesuai dengan kondisi paling stabil, keadaan dasar. Sebuah elektron yang berada di orbital ini paling kuat dipegang oleh inti karena paling dekat dengan inti. Sebuah elektron dalam orbital 2s, 2p, atau lebih tinggi dalam atom hidrogen berada dalam kondisi tereksitasi.
Gambaran energi lebih kompleks untuk atom berelektron banyak daripada hidrogen. Energi elektron dalam atom semacam itu tergantung pada jumlah kuantum momentum sudutnya dan juga pada jumlah kuantum utamanya (Gambar 7.23). Untuk atom berelektron banyak, tingkat energi 3d sangat dekat dengan tingkat energi 4s. Akan tetapi, energi total atom tidak hanya bergantung pada jumlah energi orbital tetapi juga pada energi tolakan antara elektron-elektron dalam orbital-orbital ini (masing-masing orbital dapat menampung hingga dua elektron, seperti yang akan kita lihat pada Bagian 7.8) . Ternyata energi total atom lebih rendah ketika subkulit 4s dipasang sebelum subkulit 3d. Gambar 7.24 menggambarkan urutan orbital atom yang ditempatkan dalam atom berelektron banyak. Kita akan mempertimbangkan contoh spesifik dalam Bagian 7.8.
Empat bilangan kuantum n, 𝓁, mₗ, dan ms memungkinkan kita memberi label elektron dalam setiap orbital pada atom apa pun. Dalam arti tertentu, kita dapat menganggap himpunan empat bilangan kuantum sebagai "alamat" elektron dalam atom, agak mirip dengan cara yang sama seperti alamat jalan, kota, negara, provinsi, dan kode pos menentukan alamat seseorang. Misalnya, empat bilangan kuantum untuk elektron orbital 2s adalah n = 2, 𝓁 = 0, mₗ = 0, dan ms = -½ atau +½. Sangat tidak nyaman untuk menuliskan semua bilangan kuantum demikian, dan oleh karena itu kita menggunakan notasi yang disederhanakan (n, 𝓁, mₗ, ms). Untuk contoh tersebut, bilangan kuantumnya adalah (2, 0, 0, +½) atau (2, 0, 0, -½). Nilai ms tidak berpengaruh pada energi, ukuran, bentuk, atau orientasi orbital, tetapi menentukan bagaimana elektron diatur dalam orbital.
Contoh 7.8 menunjukkan bagaimana bilangan kuantum elektron dalam orbital diatur.
Contoh 7.8
Tuliskan empat bilangan kuantum untuk elektron dalam orbital 3p.
Contoh 7.8 menunjukkan bagaimana bilangan kuantum elektron dalam orbital diatur.
Contoh 7.8
Tuliskan empat bilangan kuantum untuk elektron dalam orbital 3p.
Strategi
Apa yang "3" dan "p" tunjukkan dalam 3p? Berapa banyak orbital (nilai mₗ) yang ada dalam subkulit 3p? Berapa nilai yang mungkin untuk bilangan kuantum spin elektron?
Penyelesaian
Untuk memulainya, kita tahu bahwa bilangan kuantum utama n adalah 3 dan bilangan kuantum momentum sudut 𝓁 harus 1 (karena kita berhadapan dengan orbital p).
Untuk 𝓁 = 1, ada tiga nilai mₗ yaitu -1, 0, dan 1. Karena bilangan kuantum spin elektron ms dapat -½ atau +½, kita menyimpulkan bahwa ada enam cara yang mungkin untuk menunjuk elektron menggunakan ( notasi n, 𝓁, mₗ, ms):
Dalam enam penunjukan ini kita melihat bahwa nilai-nilai n dan 𝓁 adalah tetap, tetapi nilai-nilai mₗ dan ms dapat bervariasi.
Latihan
Tuliskan empat bilangan kuantum untuk elektron dalam orbital 4d.
Untuk memulainya, kita tahu bahwa bilangan kuantum utama n adalah 3 dan bilangan kuantum momentum sudut 𝓁 harus 1 (karena kita berhadapan dengan orbital p).
Untuk 𝓁 = 1, ada tiga nilai mₗ yaitu -1, 0, dan 1. Karena bilangan kuantum spin elektron ms dapat -½ atau +½, kita menyimpulkan bahwa ada enam cara yang mungkin untuk menunjuk elektron menggunakan ( notasi n, 𝓁, mₗ, ms):
(3, 1, -1, +½) (3, 1, -1, -½)
(3, 1, 0, +½) (3, 1, 0, -½)
(3, 1, 1, +½) (3, 1, 1, -½)
Periksa
Dalam enam penunjukan ini kita melihat bahwa nilai-nilai n dan 𝓁 adalah tetap, tetapi nilai-nilai mₗ dan ms dapat bervariasi.
Latihan
Tuliskan empat bilangan kuantum untuk elektron dalam orbital 4d.
Atom hidrogen adalah sistem yang sangat sederhana karena hanya mengandung satu elektron. Elektron dapat berada di orbital 1s (keadaan dasar), atau dapat ditemukan di beberapa orbital berenergi lebih tinggi (pada keadaan tereksitasi). Namun, untuk atom berelektron banyak, kita harus mengetahui konfigurasi elektron atomnya, yaitu, bagaimana elektron didistribusikan di antara berbagai orbital atom, untuk memahami sifat elektron. Kita akan menggunakan 10 unsur pertama (hidrogen sampai neon) untuk mengilustrasikan aturan untuk menulis konfigurasi elektron atom di keadaan dasar. (Bagian 7.9 akan menjelaskan bagaimana aturan-aturan ini dapat diterapkan pada sisa unsur berikutnya dalam tabel periodik.) Untuk diskusi kita kali ini, ingatlah bahwa jumlah elektron dalam atom sama dengan nomor atomnya (Z).
Gambar 7.22 menunjukkan bahwa elektron dalam atom hidrogen keadaan-dasar harus dalam orbital 1s, sehingga konfigurasi elektronnya adalah 1s¹:
Konfigurasi elektron juga dapat diwakili oleh diagram orbital yang menunjukkan spin elektron (lihat Gambar 7.16):
Panah ke atas menunjukkan salah satu dari dua kemungkinan gerakan spin elektron. (Atau, kita bisa mewakili elektron dengan panah ke bawah.) Kotak mewakili orbital atom.
Prinsip Pengecualian Pauli (Larangan Pauli)
Untuk atom berelektron banyak, kita menggunakan prinsip pengecualian Pauli untuk menentukan konfigurasi elektron. Prinsip ini menyatakan bahwa tidak ada dua elektron dalam atom yang dapat memiliki susunan empat bilangan kuantum yang sama. Jika dua elektron dalam atom memiliki nilai n, 𝓁, dan mₗ yang sama (yaitu, dua elektron ini berada dalam orbital atom yang sama), maka keduanya harus memiliki nilai mₛ yang berbeda. Dengan kata lain, hanya dua elektron yang dapat menempati orbital atom yang sama, dan elektron-elektron ini harus memiliki spin berlawanan. Perhatikan atom helium, yang memiliki dua elektron. Tiga cara yang mungkin untuk menempatkan dua elektron dalam orbital 1s adalah sebagai berikut:
Diagram (a) dan (b) dikesampingkan oleh prinsip pengecualian Pauli. Dalam (a), kedua elektron memiliki putaran ke atas yang sama dan akan memiliki bilangan kuantum (1, 0, 0, +½); dalam (b), kedua elektron memiliki spin ke bawah dan akan memiliki bilangan kuantum (1, 0, 0, -½). Hanya konfigurasi di (c) yang secara fisik dapat diterima, karena satu elektron memiliki bilangan kuantum (1, 0, 0, +½) dan yang lainnya memiliki (1, 0, 0, -½). Dengan demikian, atom helium memiliki konfigurasi sebagai berikut:
Perhatikan bahwa 1s² dibaca "satu s dua," bukan "satu s kuadrat."
Diamagnetisme dan Paramagnetisme
Prinsip pengecualian Pauli adalah salah satu prinsip dasar mekanika kuantum. Prinsip itu bisa diuji dengan observasi sederhana. Jika dua elektron dalam orbital 1s dari atom helium memiliki spin yang sama, atau paralel, (↑↑ atau ↓↓), medan magnet bersihnya akan saling menguatkan [Gambar 7.25 (a)]. Pengaturan seperti itu akan membuat gas helium paramagnetik. Zat paramagnetik adalah zat yang mengandung spin tidak berpasangan bersih dan tertarik oleh magnet. Di sisi lain, jika elektron berputar berpasangan, atau antiparalel satu sama lain (↑↓ atau ↓↑), efek magnet akan saling membatalkan [Gambar 7.25 (b)]. Zat diamagnetik tidak mengandung spin tidak berpasangan bersih dan sedikit ditolak oleh magnet.
Pengukuran sifat magnetik memberikan bukti paling langsung untuk konfigurasi elektron unsur tertentu. Kemajuan dalam desain instrumen selama 30 tahun terakhir atau lebih memungkinkan kita untuk menentukan jumlah elektron tidak berpasangan dalam atom (Gambar 7.26). Melalui percobaan kita menemukan bahwa atom helium dalam keadaan dasarnya tidak memiliki medan magnet bersih. Oleh karena itu, dua elektron dalam orbital 1s harus dipasangkan sesuai dengan prinsip pengecualian Pauli dan gas helium diamagnetik. Aturan yang berguna untuk diingat adalah bahwa setiap atom dengan jumlah elektron ganjil akan selalu mengandung satu atau lebih spin yang tidak berpasangan karena kita membutuhkan jumlah elektron genap untuk pasangan sempurna. Di sisi lain, atom yang mengandung jumlah elektron genap tidak mengandung spin tidak berpasangan. Kita akan segera melihat alasan perilaku ini.
Sebagai contoh lain, perhatikan atom litium (Z = 3) yang memiliki tiga elektron. Elektron ketiga tidak dapat masuk ke orbital 1s karena ia pasti akan memiliki seperangkat empat bilangan kuantum yang sama dengan salah satu dari dua elektron pertama. Oleh karena itu, elektron ini "memasuki" orbital yang lebih tinggi berikutnya (penuh energi), yaitu orbital 2s (lihat Gambar 7.23). Konfigurasi elektron litium adalah 1s²2s¹, dan diagram orbitalnya adalah
Atom litium mengandung satu elektron yang tidak berpasangan dan karena itu logam litium bersifat paramagnetik.
Efek Perisai Pada Atom Berelektron Banyak
Secara eksperimental kita menemukan bahwa orbital 2s terletak pada tingkat energi yang lebih rendah daripada orbital 2p dalam atom berelektron banyak. Mengapa? Dalam membandingkan konfigurasi elektron 1s²2s¹ dan 1s²2p¹, kita mencatat bahwa, dalam kedua kasus, orbital 1s diisi dengan dua elektron. Gambar 7.27 menunjukkan plot probabilitas radial untuk orbital 1s, 2s, dan 2p. Karena orbital 2s dan 2p lebih besar dari orbital 1s, sebuah elektron di orbital ini akan menghabiskan lebih banyak waktu jauh dari inti daripada elektron dalam orbital 1s. Dengan demikian, kita dapat mengatakan bahwa elektron 2s atau 2p yang "terperisai" sebagian dari gaya tarik inti oleh elektron 1s. Konsekuensi penting dari efek perisai adalah bahwa ia mengurangi tarikan elektrostatik antara proton dalam inti dan elektron dalam orbital 2s atau 2p.
Cara di mana kerapatan elektron bervariasi ketika kita bergerak dari inti ke luar tergantung pada jenis orbital. Meskipun elektron 2s menghabiskan sebagian besar waktunya (rata-rata) sedikit lebih jauh dari inti daripada elektron 2p, kerapatan elektron di dekat inti sebenarnya lebih besar untuk elektron 2s (lihat maksimum kecil untuk orbital 2s di Gambar 7.27). Untuk alasan ini, orbital 2s dikatakan lebih "menembus" daripada orbital 2p. Oleh karena itu, elektron 2s kurang terperisai oleh elektron 1s dan lebih kuat dipegang oleh inti. Pada kenyataannya, untuk bilangan kuantum utama n yang sama, daya tembus berkurang seiring dengan meningkatnya bilangan kuantum momentum sudut 𝓁, atau
s > p > d > f > ...
Karena stabilitas suatu elektron ditentukan oleh kekuatan daya tariknya terhadap inti, maka elektron 2s akan lebih rendah energinya daripada elektron 2p. Dengan kata lain, lebih sedikit energi yang dibutuhkan untuk melepaskan elektron 2p daripada elektron 2s karena elektron 2p tidak dipegang dengan kuat oleh inti. Atom hidrogen hanya memiliki satu elektron dan, karenanya, tanpa efek perisai seperti itu.
Melanjutkan diskusi kita tentang atom dari 10 unsur pertama, kita lanjutkan dengan berilium (Z = 4). Konfigurasi elektron keadaan dasar dari berilium adalah 1s²2s², atau
Konfigurasi elektron boron (Z = 5) adalah 1s²2s²2p¹
Perhatikan bahwa elektron yang tidak berpasangan dapat berada dalam orbital 2px, 2py, atau 2pz. Pilihannya sepenuhnya arbitrer karena ketiga orbital p memiliki energi yang setara. Seperti yang ditunjukkan diagram, boron bersifat paramagnetik.
Aturan Hund
Konfigurasi elektron karbon (Z = 6) adalah 1s²2s²2p². Berikut ini adalah cara berbeda untuk mendistribusikan dua elektron di antara tiga orbital p:
Tidak satu pun dari tiga pengaturan tersebut yang melanggar prinsip pengecualian Pauli, jadi kita harus menentukan yang mana yang akan memberikan stabilitas terbesar. Jawabannya diberikan oleh aturan Hund, yang menyatakan bahwa susunan elektron paling stabil dalam subkulit adalah yang memiliki jumlah spin paralel terbanyak. Pengaturan yang ditunjukkan pada (c) memuaskan kondisi ini. Dalam kedua (a) dan (b) kedua spin saling membatalkan satu sama lain. Dengan demikian, diagram orbital untuk karbon adalah
Secara kualitatif, kita dapat memahami mengapa (c) lebih disukai daripada (a). Dalam (a), kedua elektron berada dalam orbital 2px yang sama, dan kedekatannya menghasilkan tolakan timbal balik yang lebih besar daripada ketika mereka menempati dua orbital yang terpisah, katakanlah 2px dan 2py. Pilihan (c) atas (b) lebih halus tetapi dapat dibenarkan atas dasar teoretis. Fakta bahwa atom karbon mengandung dua elektron tidak berpasangan sesuai dengan aturan Hund.
Konfigurasi elektron nitrogen (Z = 7) adalah 1s²2s²2p³:
Sekali lagi, aturan Hund menentukan bahwa ketiga elektron 2p memiliki spin paralel satu sama lain; atom nitrogen mengandung tiga elektron tidak berpasangan.
Konfigurasi elektron oksigen (Z = 8) adalah 1s²2s²2p⁴. Atom oksigen memiliki dua elektron yang tidak berpasangan:
Konfigurasi elektron fluor (Z = 9) adalah 1s²2s²2p⁵. Sembilan elektron disusun sebagai berikut:
Atom fluorine memiliki satu elektron yang tidak berpasangan.
Neon (Z=10), subkulit 2p sudah terisi penuh. Konfigurasi elektron neon adalah 1s²2s²2p⁶, dan semua elektron berpasangan, sebagai berikut:
Gas neon harus bersifat diamagnetik, dan pengamatan eksperimental menunjukkan prediksi ini.
Aturan Umum untuk Mengatur Elektron Pada Orbital Atom
Berdasarkan contoh-contoh sebelumnya kita dapat merumuskan beberapa aturan umum untuk menentukan jumlah maksimum elektron yang dapat diatur ke berbagai subkulit dan orbital untuk nilai n:
- Setiap kulit atau tingkat bilangan kuantum utama n berisi n subkulit. Misalnya, jika n = 2, maka ada dua subkulit (dua nilai 𝓁) dari bilangan kuantum momentum sudut 0 dan 1.
- Setiap subkulit dari bilangan kuantum 𝓁 berisi (2𝓁 + 1) orbital. Misalnya, jika 𝓁 = 1, maka ada tiga orbital p.
- Tidak lebih dari dua elektron dapat ditempatkan di setiap orbital. Oleh karena itu, jumlah maksimum elektron hanyalah dua kali lipat jumlah orbital yang digunakan.
- Cara cepat untuk menentukan jumlah elektron maksimum yang dapat dimiliki suatu atom pada tingkat utama n adalah dengan menggunakan rumus 2n².
a. Prosedur Percobaan
a. Susunlah komponen seperti gambar dibawah ini
b. Sambungkan setiap rangkaian seperti pada gambar dibawah ini
c. Jalankan rangkaian yang sudah disusun tersebut
a. Ketika sensor tidak mendeteksi suara
b. Ketika sensor mendeteksi adanya suara
Saat logicstate bernilai 0 maka tidak ada suara yang terdeteksi oleh sensor suara sehingga output sensor tidak menghasilkan tegangan. Akibatnya base transistor tidak menyala dan tidak ada arus yang mengalir dari lampu ke ground sehingga lampu tidak menyala.
Saat logicstate bernilai 1 maka ada suara yang terdeteksi oleh sensor suara sehingga output sensor menghasilkan tegangan. Akibatnya base transistor menyala dan arus mengalir dari lampu ke ground sehingga lampu menyala.
No comments:
Post a Comment