BILANGAN KUANTUM

1.Pengertian

Bilangan kuantum adalah bilangan yang menyatakan kedudukan atau posisi elektron dalam atom yang diwakili oleh suatu nilai yang menjelaskan kuantitas kekal dalam sistem dinamis.

2.Jenis-jenis

Ada beberapa jenis bilangan kuantum:

 - Bilangan kuantum utama

 -Bilangan kuantum azimut 

 -Bilangan kuantum magnetik

 -Bilangan kuantum spin

 Bilangan kuantum utama (n)

 bilangan kuantum utama (dilambangkan dengan n) adalah satu dari empat bilangan kuantum  yang ditetapkan pada setiap elektron dalam sebuah atom untuk menggambarkan keadaan elektron tersebut. Sebagai variabel diskrif  , bilangan kuantum utama selalu merupakan bilangan bulat. Seiring dengan kenaikan n , jumlah kelopak elektronik meningkat dan elektron yang lebih jauh dari inti menghabiskan lebih banyak waktu untuk mengorbit. Seiring dengan kenaikan n , elektron juga memiliki energi potensial yang lebih tinggi dan oleh karena itu semakin lemah ikatannya dengan inti atom.

contoh:

n=1 elektron berada pada kelopak K;

n=2 elektron berada pada kelopak L;

n=3 elektron berada pada kelopak M;

n=4 elektron berada pada kelopak N; dan seterusnya 

Bilangan kuantum azimut / momentum sudut (ℓ)

  Bilangan kuantum azimut adalah bilangan kuantum untuk suatu orbital atom yang menentukan momentum sudut orbital dan menggambarkan bentuk orbital. Bilangan kuantum azimut adalah bilangan kuantum kedua dari seperangkat bilangan kuantum yang menjelaskan keadaan kuantum [en] unik dari sebuah elektron (bilangan kuantum lainnya adalah bilangan kuantum utama, yang diikuti notasi spektroskopi [en], bilangan kuantum magnetik, dan bilangan kuantum spin).

Jadi bila ${\displaystyle \ell }$=0, kita mempunyai sebuah orbital s; bila ${\displaystyle \ell }$=1, kita mempunyai orbital f; dan seterusnya.

Sekumpulan orbital-orbital dengan nilai n yang sama seringkali disebut kulit. Satu atau lebih orbital dengan nilai n dan ${\displaystyle \ell }$ yang sama dirujuk selalu subkelopak. Misalnya kelopak dengan n=2 terdiri atas 2 subkelopak, ${\displaystyle \ell }$=0 dan 1 (nilai-nilai ${\displaystyle \ell }$ yang diizinkan untuk n=2). Subkelopak-subkelopak ini disebut subkelopak 2s dan subkelopak 2p di mana 2 melambangkan nilai n, sedangan s dan p melambangkan nilai ${\displaystyle \ell }$.

Bilangan kuantum magnetik (m)

 Bilangan kuantum magnetik yang dilambangkan huruf m adalah bilangan kuantum ketiga dari empat bilangan kuantum.

  Bilangan kuantum magnetik membedakan orbital yang ada di dalam subkelopak, dan digunakan untuk menghitung komponen azimut orientasi orbital di dalam ruang. Elektron dalam subkelopak tertentu (seperti s, p, d, atau f) didefinisikan oleh nilai ℓ (0, 1, 2, atau 3). Nilai m dapat berkisar dari -ℓ sampai +ℓ, termasuk nol. Jadi subkelopak s, p, d, dan f masing-masing mengandung orbital 1, 3, 5, dan 7, dengan nilai m masing-masing berkisar 0, ±1, ±2,dan seterusnya.

Bilangan kuantum spin (s)

Spin mempunyai simbol "s" atau sering ditulis dengan m_s (bilangan kuantum spin magnetik). Suatu elektron dapat mempunyai bilangan kuantum spin s = +1/2 atau -1/2.

Nilai positif atau negatif dari spin menyatakan spin atau rotasi partikel pada sumbu. Sebagai contoh, untuk nilai s=+1/2 berarti berlawanan arah jarum jam (ke atas), sedangkan s=-1/2 berarti searah jarum jam (ke bawah). Diambil nilai setengah karena hanya ada dua peluang orientasi, yaitu atas dan bawah. Dengan demikian, peluang untuk mengarah ke atas adalah 50% dan peluang untuk ke bawah adalah 50%.

Bentuk Orbital Atom

Orbital s

Orbital s adalah orbital dengan l = 0 berbentuk bola dengan inti atom pada bagian tengah. Oleh karena bola hanya memiliki satu orientasi, semua orbital s hanya memiliki satu nilai m_l, yaitu m_l = 0. Orbital 1s memiliki densitas (kerapatan) elektron tertinggi pada bagian inti atom dan kemudian densitas semakin menurun perlahan-lahan setelah menjauh dari inti atom. Orbital 2s memiliki dua daerah dengan densitas elektron tinggi. Di antara kedua daerah tersebut terdapat simpul bola, di mana probabilitas menemukan elektron pada daerah tersebut menurun hingga nol (ψ² = 0). Pada orbital 3s, terdapat tiga daerah dengan densitas elektron tinggi dan dua simpul. Pola bertambahnya simpul orbital s ini masih terus berlanjut dengan orbital 4s, 5s, dan seterusnya.

Representasi orbital 1s, 2s, dan 3s
(Sumber: McMurry, John E., Fay, Robert C., & Robinson, Jill K. 2016. Chemistry (7th edition). New Jersey: Pearson Education, Inc.)

Orbital p

Orbital p adalah orbital dengan l = 1 berbentuk seperti balon terpilin dengan dua cuping. Kedua cuping terletak pada dua sisi inti atom yang saling bersebrangan. Inti atom terletak pada bidang simpul orbital p, yakni di antara dua cuping yang masing-masing memiliki densitas elektron tinggi. Orbital p memiliki tiga jenis orientasi ruang, p_x, p_y, dan p_z, sebagaimana terdapat tiga nilai m_l yang mungkin, yaitu −1, 0, atau +1. Ketiga orbital p tersebut terletak saling tegak lurus pada sumbu x, y, dan z koordinat Kartesius dengan bentuk, ukuran, dan energi yang sama.

Representasi orbital 2p: px, py, dan pz
(Sumber: McMurry, John E., Fay, Robert C., & Robinson, Jill K. 2016. Chemistry (7th edition). New Jersey: Pearson Education, Inc.)

Orbital d

Orbital d adalah orbital dengan l = 2. Orbital d memiliki lima jenis orientasi, sebagaimana terdapat lima nilai m_l yang mungkin, yaitu −2, −1, 0, +1, atau +2. Empat dari lima orbital d, antara lain d_xy, d_xz d_yz, dan d_x²_−y², memiliki empat cuping seperti bentuk daun semanggi. Orbital d kelima, d_z², memiliki dua cuping utama pada sumbu z dan satu bagian berbentuk donat pada bagian tengah.

Representasi orbital 3d: dz2, dx2−y2, dxy, dxz, dan dyz
(Sumber: Chang, Raymond & Goldsby, Kenneth A. 2016. Chemistry (12th edition). New York: McGraw-Hill Education)

Orbital f

Orbital f adalah orbital dengan l = 3. Orbital f memiliki tujuh jenis orientasi, sebagaimana terdapat tujuh nilai m_l yang mungkin (2l + 1 = 7). Ketujuh orbital f memiliki bentuk yang kompleks dengan beberapa cuping.

Representasi ketujuh orbital 4f
(Sumber: Atkins, Peter & Jones, Loretta. 2010. Chemical Principles: The Quest for Insight (5th edition). New York: W.H. Freeman & Company)

  

               Teori Kimia

Ilmu kimia merupakan ilmu yang mempelajari tentang komposisi, struktur, sifat dan perubahan dari suatu zat. Ilmu ini akan erat kaitannya dengan permasalahan-permasalahan sifat suatu unsur dan atom, bagaiaman pembentukan suatu senyawa, bagaimana atom berikatan satu sama lainnya, apa kegunaan dari suatu material, bagaimana reaksi yang dapat dimanfaatkan dalam kehidupan manusia.

Teori Atom berkembang seiring dengan perkembangan ilmu pengetahuan. Sebelum Niels Bohr, banyak ilmuwan yang telah mengadakan percobaan dan menganalisis hasil percobaan tersebut serta membuat teori atom. Ilmuwan sebelum model atom Niels Bohr adalah John Dalton, J.J. Thomson, dan Ernest Rutherford.
Dalam kimia dan fisika, teori atom adalah teori ilmiah sifat alami materi, yang menyatakan bahwa materi tersusun atas satuan terkecil yang disebut atom. Ini dimulai dari konsep filosofis pada masa Yunani kuno dan menjadi aliran ilmiah utama di awal abad ke-19, ketika diungkap dalam bidang kimia. Ilmu kimia ini membuktikan bahwa materi memang berperilaku seperti ia tersusun atas atom-atom.
Istilah atom berasal dari kata sifat Yunani Kuno atomos, yang berarti "tidak dapat dipecah".^[1] Kimiawan abad ke-19 mulai menggunakan istilah sehubungan dengan meningkatnya jumlah unsur kimia yang tidak dapat diperkecil lagi. Meskipun tampaknya benar, sekitar pergantian abad ke-20, melalui berbagai eksperimen dengan elektromagnetisme dan radioaktivitas, fisikawan menemukan bahwa apa yang disebut "atom yang tidak dapat dipecah" sebenarnya adalah gabungan berbagai partikel subatomik (terutama, elektron, proton dan neutron) yang dapat ada secara terpisah dari satu sama lain. Bahkan, di lingkungan ekstrem tertentu, seperti bintang neutron, suhu dan tekanan ekstrem sama sekali mencegah pembentukan atom. Karena atom yang ditemukan dapat dibagi, fisikawan kemudian menciptakan istilah "partikel elementer" untuk menggambarkan bagian yang "tak bisa dipotong", meskipun bisa dihancurkan, dari sebuah atom. Bidang ilmu yang mempelajari partikel subatomik adalah fisika partikel, dan di bidang ini para fisikawan berharap dapat menemukan sifat dasar sejati suatu

Struktur atom, Model atom, Teori atom, Bentuk Atom  

Materi-materi yang ada sampai kepada bentuk yang dapat kita rasakan. Seperti air, kayu, handphone, dan bentuk-bentuk materi yang kasat mata Struktur atom – merupakan satuan terkecil dalam materi baik itu berupa benda cair, padat, dan gas. Atom yang ada menjadi bahan dasar pembentuk matmisalnya gas, angin.

Dalam pembagiannya striktur atom terdiri atas 3 inti materi yang memiliki fungsi dan tungasnya tersendiri. Yaitu proton, elektron, dan neutron. Proton dan Neutron berada dalam inti atom. Sedangkan, elektron berputar mengelilingi inti atom berupa proton dan neutron.

A. Teori Atom Dalton

Teori atom Dalton adalah teori mengenai atom yang dikemukakan oleh ilmuwan berkebangsaan Inggris, John Dalton. Pada tahun 1808. Teori atom Dalton adalah teori paling tua mengenai penjelasan tentang atom. Dalton menjelaskan bahwa atom merupakan suatu zat yang tidak bisa dibagi – bagi lagi.

Toeri atom dalton merupakan teori atom pertama yang dikemukakan oleh John Dalton (1808), seorang fisikawan asal Inggris. Dalam mengemukakan teorinya terkait struktur atom yang berdasarkan penelitian yang dikemukakannya dalam A New System of Chemical Philosiphy. Dimana jogn Dalton menjelaskan bahwasanya atom merupakan suatu zat yang tidak dapat dibagi lagi dan merupakan struktur terkecil dari suatu materi.
Berdasarkan dari hasil penelitian yang dilakukannya John Dalton Mengemukakan Penelitiannya terkait struktur atom sebagai berikut :

1. Materi terdiri atas atom yang tidak dapat dibagi lagi.
2. Semua atom dari unsur kimia tertentu memiliki massa dan sifat yang sama.
3. Unsur kimia yang berbeda akan memiliki jenis atom yang berbeda.
4. Selama reaksi kimia, atom- atom hanya dapat bergabung dan dipecah menjadi atom- atom yang terpisah, tetapi atom tidak dapat dihancurkan dan tidak dapat diubah selama reaksi kimia tersebut.
5. Suatu senyawa terbentuk dari unsur- unsurnya melalui penggabungan atom tidak sejenis dengan perbandingan yang sederhana

B. Teori Atom Thomson

Berdasarkan hasil penelitian oleh Thomson. Model atom thomson digambarkan sebagai roti kismis atau bola pejal layaknya bola billiar. Dimana, inti bola yang berwarna kuning sebagai muatan positif dan bola kecil berwarna hijau sebagai muatan negatif yang menyebar merata di sekitar muatan positif.
Walaupun J.J Thomson mampu menemukan muatan negatif atau elektron yang tersebar disekitar struktur atom. Serta mematahkan bahwa atom masih dapat dipecah menjadi bagian terkecil dengan ditemukannya elektron. Tetapi, J.J Thomson tidak dapat menjelaskan persebaran muatan positif dan negatif yang berada di inti atom

C. Teori Atom Rutherford

Rutherford menggambarkan seperti bola yang sebahagian besarnya merupakan ruang hampa. Dimana, pada tengah atom merupakan inti atom terdiri dari atom positif. Kemudian, muatan atom yang berada ditengah atom memiliki volume yang sangat kecil yang sebanding dengan muatan atom tersebut.
Dikarenakan keberhasilannya menjelaskan perkembangan dari teori atom Dalton dan Thomson. Nama Ernest Rutherford pun diabadikan sebagai salah satu teori dalam perkembangan ilmu fisika dan kimia dengan teori atom Rutherford dalam menjelaskan adanya elektron – elektron negatif.

D. Teori Atom Niels Bohr

Penjelasan teori atom Bohr. Niels Bohr pun menggambarkan model atom Bohr dengan bentuk seperti tata surya yang terkadang diistilahkan sebagai model atom tata surya. Dimana, Bohr menjelaskan bahwa model atom Bohr sebagai berikut :

1. Elektron yang berada di lintasannya tersendiri mengelilingi inti atom  dengan setiap elektron berada pada lintasanya tersendiri. Dalam hal ini Niels Bohr memisalkan dengan istilah lintasan K, L, M, … dan lintasan seterusnya.
2. Setiap elektron yang berotasi pada lintasanya dan bersifat stasioner. Maka, energi elektron terhadapt inti atom dalam struktur atom akan bersifat tetap. Artinya, tidak akan ada energi yang diserap ataupun diemisikan satu sama lain.
3. Setiap muatan elektron dalam setiap lintasan dapat berpindah dari satu lintasan ke lintasan lain dengan setiap lintasan akan membutuhkan energi yang berbeda. Dari energi yang dibutuhkan oleh setiap elektron disetiap lintasan kulit tersebut akan membuat elektron mampu berpindah dari satu orbit ke orbit lainnya. Dimana, besarnya energi yang diperlukan untuk berpindah dapat dihitung dengan persamaan Planck.
4. Setiap Orbit stasioner muatan elektron yang mengelilingi inti atom momentum sudut. Dimana, besarnya jumlah sudut merupakan kelipatan dari  nh/2π. Dimana, setiap n merupakan bilangan kulangan kuantum dan h merupakan tetapan Planck. Setiap kulit atom yang dilambangkan dengan n = 1, n = 2, n = 3. dan seterusnya.

Dengan demikian, banyaknya orbit setiap atom dalam tabel periodik memiliki nilai tersendiri dan mempengaruhi banyaknya jumlah elektron pada setiap orbit tersebut. Namun, pada teori atom Bohr ini masih terdapat kekurangan yang sampai sekarang masih berusaha untuk disempurkana oleh setiap ilmuan yang ada.