Teori Mekanika Kuantum

Dalam fisika klasik, partikel memiliki posisi dan momentum yang jelas

dan mengikuti lintasan yang pasti. Akan tetapi, pada skala atomik, posisi dan

momentum atom tidak dapat ditentukan secara pasti. Hal ini dikemukakan

olehWerner Heisenberg pada tahun 1927 dengan Prinsip Ketidakpastian (uncertainty

principle) (Oxtoby, Gillis, Nachtrieb).

Menurut Heisenberg, metode eksperimen apa saja yang digunakan untuk

menentukan posisi atau momentum suatu partikel kecil dapat menyebabkan

perubahan, baik pada posisi, momentum, atau keduanya. Jika suatu percobaan

dirancang untuk memastikan posisi elektron, maka momentumnya menjadi

tidak pasti, sebaliknya jika percobaan dirancang untuk memastikan momentum

atau kecepatan elektron, maka posisinya menjadi tidak pasti.

Untuk mengetahui posisi dan momentum suatu elektron yang memiliki

sifat gelombang, maka pada tahun 1927, Erwin Schrodinger, mendeskripsikan

pada sisi elektron tersebut dengan fungsi gelombang (wave function) yang

memiliki satu nilai pada setiap posisi di dalam ruang (Oxtoby, Gillis, Nachtrieb).

Fungsi gelombang ini dikembangkan dengan notasi ϕ (psi), yang menunjukkan

bentuk dan energi gelombang elektron (James E. Brady, 1990).

Model atom mekanika kuantum menerangkan bahwa elektron-elektron

dalam atom menempati suatu ruang atau “awan” yang disebut orbital, yaitu

ruang tempat elektron paling mungkin ditemukan. Beberapa orbital bergabung

membentuk kelompok yang disebut subkulit. Jika orbital kita analogikan

sebagai “kamar elektron”, maka subkulit dapat dipandang sebagai “rumah

elektron”. Beberapa subkulit yang bergabung akan membentuk kulit atau “desa

elektron”.

Satu kulit tersusun dari subkulit-subkulit

Satu subkulit tersusun dari orbital-orbital

Satu orbital menampung maksimal dua electron

Jenis Subkulit Jumlah Orbital Elektron Maksimum

Subkulit s 1 orbital 2 elektron

Subkulit p 3 orbital 6 elektron

Subkulit d 5 orbital 10 elektron

Subkulit f 7 orbital 14 elektron

Subkulit g 9 orbital 18 elektron

Subkulit h 11 orbital 22 elektron

Subkulit i 13 orbital 26 elektron

Orbital-orbital dalam satu subkulit mempunyai tingkat energi yang sama,

sedangkan orbital-orbital dari subkulit berbeda, tetapi dari kulit yang sama

mempunyai tingkat energi yang bermiripan.

Bilangan Kuantum

Menurut mekanika gelombang, setiap tingkat energi dalam atom diasosiasikan

dengan satu atau lebih orbital. Untuk menyatakan kedudukan (tingkat

energi, bentuk, serta orientasi) suatu orbital menggunakan tiga bilangan

kuantum, yaitu bilangan kuantum utama (n), bilangan kuantum azimuth, dan

bilangan kuantum magnetik (ml atau m) (James E. Brady, 1990).

Bilangan Kuantum Utama (n)

Bilangan kuantum utama (n) menyatakan tingkat energi utama atau kulit

atom. Bilangan kuantum utama mempunyai harga mulai dari 1, 2, 3, dan

seterusnya (bilangan bulat positif) serta dinyatakan dengan lambang

K (n = 1), L (n = 2), dan seterusnya. Orbital-orbital dengan bilangan kuatum

utama berbeda mempunyai tingkat energi yang berbeda secara nyata.

Bilangan Kuantum Azimuth (l)

Bilangan kuantum azimuth (l) menyatakan subkulit. Nilai-nilai untuk

bilangan kuantum azimuth dikaitkan dengan nilai bilangan kuantum

utamanya, yaitu semua bilangan bulat dari 0 sampai (n – 1).

Bilangan Kuantum Magnetik (ml atau m)

Bilangan kuantum magnetik (m) menyatakan orbital khusus yang

ditempati elektron pada suatu subkulit. Bilangan kuantum magnetik juga

menyatakan orientasi khusus dari orbital itu dalam ruang relatif terhadap

inti. Nilai bilangan kuantum magnetik bergantung pada nilai kuantum

azimuth, yaitu semua bilangan bulat mulai dari –l sampai dengan +l,

termasuk 0.

Bilangan Kuantum Spin (ms atau s)

Sambil beredar mengintari inti, elektron juga berputar pada sumbunya.

Gerak berputar pada sumbu ini disebut rotasi. Hanya ada dua kemungkinan

arah rotasi elektron, yaitu searah atau berlawanan arah jarum jam. Kedua

arah yang berbeda itu dinyatakan dengan bilangan kuantum spin (s) yang

mempunyai nilai s = + 2

1

atau s = – 2

1

. Akibatnya satu orbital hanya dapat

ditempati oleh maksimum dua elektron, di mana kedua elektron itu haruslah

mempunyai spin yang berlawanan, sehingga menghasilkan medan magnet

yang berlawanan pula. Medan magnet yang berlawanan ini diperlukan untuk

mengimbangi gaya tolak-menolak listrik yang ada (karena muatan sejenis).

Dapat disimpulkan bahwa kedudukan suatu elektron dalam suatu atom

dinyatakan oleh empat bilangan kuantum, yaitu:

a. Bilangan kuantum utama (n) menyatakan kulit utamanya.

b. Bilangan kuantum azimuth (l) menyatakan subkulitnya.

c. Bilangan kuantum magnetik (m) menyatakan orbitalnya.

d. Bilangan kuantum spin (s) menyatakan spin atau arah rotasinya.

Ada beberapa hal yang perlu diperhatikan, yaitu:

a. Sampai saat ini, elektron-elektron baru menempati subkulit-subkulit s,

p, d, dan f. Sedangkan subkulit g, h, dan i belum terisi elektron.

b. Setiap kulit mengandung subkulit sebanyak nomor kulit dan dimulai dari

subkulit yang paling sedikit orbitalnya. Kulit pertama hanya mengandung

subkulit s; kulit ke-2 mengandung s dan p; kulit ke-3 mengandung subkulit

s, p, dan d; dan seterusnya.

Nomor Kulit Jumlah Subkulit Jumlah Orbital Elektron Maksimum

Kulit ke-1 (K) s 1 orbital 2 elektron

Kulit ke-2 (L) s, p 4 orbital 8 elektron

Kulit ke-3 (M) s, p, d 9 orbital 18 elektron

Kulit ke-4 (N) s, p, d, f 16 orbital 32 elektron

Kulit ke-5 (O) s, p, d, f, g 25 orbital 50 elektron

Kulit ke-6 (P) s, p, d, f, g, h 36 orbital 72 elektron

Kulit ke-7 (Q) s, p, d, f, g, h, i 49 orbital 98 elektron

Kulit ke-n n buah subkulit n2 orbital 2n2 elektron

F. Bentuk dan Orientasi Orbital

Energi dan bentuk orbital diturunkan dari persamaan gelombang (ϕ = psi),

sedangkan besaran pangkat dua (ϕ2) dari persamaan gelombang menyatakan

rapatan muatan atau peluang menemukan elektron pada suatu titik dan jarak

tertentu dari inti. Bentuk orbital tergantung pada bilangan kuantum azimuth

(l), artinya orbital dengan bilangan kuantum azimuth yang sama akan

mempunyai bentuk yang sama. Orbital 1s, 2s, dan 3s akan mempunyai bentuk

yang sama, tetapi ukuran atau tingkat energinya berbeda.

Orbital s

Orbital yang paling sederhana untuk dipaparkan adalah orbital 1s.

Gambar 1.6 menunjukkan tiga cara pemaparan orbital 1s. Gambar menunjukkan

bahwa rapatan muatan maksimum adalah pada titik-titik di sekitar

(dekat) inti. Rapatan berkurang secara eksponen dengan bertambahnya jarak

dari inti. Pola bercak-bercak (gambar) secara jelas menunjukkan bahwa

rapatan muatan meluas secara simetris ke semua arah dengan jarak

antarbercak yang berangsur meningkat. Secara teori peluang, untuk menemui

elektron tidak pernah mencapai nol. Oleh karena itu tidak mungkin

menggambarkan suatu orbital secara lengkap. Biasanya gambar orbital

dibatasi, sehingga mencakup bagian terbesar (katakanlah 90%) peluang

menemukan elektron. Gambar 1.6(c) adalah orbital 1s dengan kontur 90%.

Dalam teori atom modern, jari-jari atom didefinisikan sebagai jarak dari

inti hingga daerah dengan peluang terbesar menemukan elektron pada orbital

terluar. Bentuk dan orientasi orbital 2s diberikan pada gambar. Sama dengan

orbital 1s, rapatan muatan terbesar adalah pada titik-titik sekitar inti. Rapatan

menurun sampai mencapai nol pada jarak tertentu dari inti. Daerah tanpa

peluang menemukan elektron ini disebut simpul. Selanjutnya, rapatan muatan

elektron meningkat kembali sampai mencapai maksimum, kemudian secara

bertahap menurun mendekati nol pada jarak yang lebih jauh. Peluang terbesar

menemukan elektron pada orbital 2s adalah pada awan lapisan kedua.

Sedangkan untuk orbital 3s juga mempunyai pola yang mirip dengan orbital

2s, tetapi dengan 2 simpul. Kontur 90% dari orbital 3s ditunjukkan pada

gambar 1.6(b), di mana peluang untuk menemukan elektron pada orbital 3s

adalah pada awan lapisan ketiga.

2. Orbital p

Rapatan muatan elektron orbital 2p adalah nol pada inti (gambar 1.7),

meningkat hingga mencapai maksimum di kedua sisi, kemudian menurun

mendekati nol seiring dengan bertambahnya jarak dari inti. Setiap subkulit

p ( _ = 1) terdiri dari tiga orbital yang setara sesuai dengan tiga harga m

untuk _ = 1, yaitu -1, 0, dan +1. Masing-masing diberi nama px, py, dan pz

Orbital p

Rapatan muatan elektron orbital 2p adalah nol pada inti (gambar 1.7),

meningkat hingga mencapai maksimum di kedua sisi, kemudian menurun

mendekati nol seiring dengan bertambahnya jarak dari inti. Setiap subkulit

p ( _ = 1) terdiri dari tiga orbital yang setara sesuai dengan tiga harga m

untuk _ = 1, yaitu -1, 0, dan +1. Masing-masing diberi nama px, py, dan pz

sesuai dengan orientasinya dalam ruang. Kontur yang disederhanakan dari

ketiga orbital 2p diberikan pada gambar 1.7.(c). Distribusi rapatan muatan

elektron pada orbital 3p ditunjukkan pada gambar 1.7.(b). Sedangkan kontur

orbital 3p dapat juga digambarkan seperti gambar 1.7.(a) (seperti balon

terpilin), tetapi ukurannya relatif lebih besar.

Orbital d dan f

Orbital dengan bilangan azimuth l = 2, yaitu orbital d, mulai terdapat

pada kulit ketiga (n = 3). Setiap subkulit d terdiri atas lima orbital sesuai

dengan lima harga m untuk l = 2, yaitu m = –2, –1, 0, +1, dan +2. Kelima

orbital d itu diberi nama sesuai dengan orientasinya, sebagai x2 – x2 d , dxy, dxz,

dyz, dan z d 2 . Walaupun orbital z d 2 mempunyai bentuk yang berbeda dari empat orbital

d lainnya, tetapi energi dari kelima orbital itu setara.

    

Orbital f lebih rumit dan lebih sukar untuk dipaparkan, tetapi hal itu tidaklah merupakan masalah penting. Setiap subkulit f terdiri atas 7 orbital, sesuai dengan 7 harga m untuk l = 3.

Konfigurasi Elektron

Suatu cara penulisan yang menunjukkan distribusi elektron dalam orbitalorbital pada kulit utama dan subkulit disebut konfigurasi elektron. Pada penulisan konfigurasi elektron perlu dipertimbangkan tiga aturan (asas), yaitu prinsip Aufbau, asas larangan Pauli, dan kaidah Hund.

Prinsip Aufbau

Elektron-elektron dalam suatu atom berusaha untuk menempati subkulitsubkulit yang berenergi rendah, kemudian baru ke tingkat energi yang lebih tinggi. Dengan demikian, atom berada pada tingkat energy minimum. Inilah yang disebut prinsip Aufbau. Jadi, pengisian orbital dimulai dari orbital 1s, 2s, 2p, dan seterusnya. Pada gambar dapat dilihat bahwa subkulit 3d mempunyai energi lebih tinggi daripada subkulit 4s. Oleh karena itu, setelah 3p terisi penuh maka elektron berikutnya akan mengisi subkulit 4s, baru kemudian akan mengisi subkulit 3d.

Kaidah Hund

Untuk menyatakan distribusi elektron-elektron pada orbital-orbital dalam suatu subkulit, konfigurasi elektron dapat dituliskan dalam bentuk diagram orbital. Suatu orbital dilambangkan dengan strip, sedangkan dua elektron yang menghuni satu orbital dilambangkan dengan dua anak panah

yang berlawanan arah. Jika orbital hanya mengandung satu elektron, anak anah dituliskan mengarah ke atas. Dalam kaidah Hund, dikemukakan oleh Friedrich Hund (1894 – 1968) pada tahun 1930, disebutkan bahwa elektron-elektron dalam orbital-orbital suatu subkulit cenderung untuk tidak berpasangan. Elektron-elektron baru berpasangan apabila pada subkulit itu sudah tidak ada lagi orbital kosong

Larangan Pauli

Pada tahun 1928, Wolfgang Pauli (1900 – 1958) mengemukakan bahwa tidak ada dua elektron dalam satu atom yang boleh mempunyai keempat bilangan kuantum yang sama. Dua elektron yang mempunyai bilangan kuantum utama, azimuth, dan magnetik yang sama dalam satu orbital, harus mempunyai spin yang berbeda. Kedua elektron tersebut berpasangan. Setiap orbital mampu menampung maksimum dua elektron. Untuk mengimbangi gaya tolak-menolak di antara elektron-elektron tersebut, dua elektron dalam satu orbital selalu berotasi dalam arah yang berlawanan.

Subkulit s (1 orbital) maksimum 2 elektron

Subkulit p (3 orbital) maksimum 6 elektron

Subkulit d (5 orbital) maksimum 10 elektron

Subkulit f (7 orbital) maksimum 14 elektron

READ MORE - Teori Mekanika Kuantum

READ MORE - Teori Mekanika Kuantum

Model Atom Mekanika Kunantum

Model atom Niels Bohr dapat menjelaskan kelemahan dari teori atom Rutherford. namun, pada perkembangan selanjutnya diketahui bahwa gerakan elektron menyerupai gelombang. oleh karena itu, posisinya tidak dapat ditentukan dengan pasti. jadi, orbit elektron yang berbentuk lingkaran dengan jari-jari tertentu tidak dapat diterima.

Pada tahun 1927, Erwin Schrodinger, seorang ilmuwan dari Austria, mengemukakan teori atom yang disebut teori atom mekanika kuantum atau mekanika gelombang. teori tersebut dapat diterima para ahli hingga sekarang.

Teori mekanika kuantum mempunyai persamaan dengan teori atom Niels Bohr dalam hal tingkat-tingkat energi atau kulit-kulit atom, tetapi berbeda dalam hal bentuk lintasan atau orbit tersebut. dalam teori atom mekanika kuantum, posisi elektron adalah tidak pasti. hal yang dapat ditentukan mangenai keberadaan elektron di dalam atom adalah daerah dengan peluang terbesar untuk menemukan elektron tersebut. daerah dengan peluang terbesar itu disebut orbital. gambaran sederhana dari model atom mekanika kuantum seperti di bawah ini

 

JOHN DALTON

Pada tahun 1803, John Dalton mengemukakan mengemukakan pendapatnya tentang atom :

1. Atom merupakan bagian terkecil dari materi yang sudah tidak dapat dibagi lagi
2. Atom digambarkan sebagai bola pejal yang sangat kecil, suatu unsur memiliki atom-atom yang identik dan berbeda untuk unsur yang berbeda
3. Atom-atom bergabung membentuk senyawa dengan perbandingan bilangan bulat dan sederhana. Misalnya air terdiri atom-atom hidrogen dan atom-atom oksigen
4. Reaksi kimia merupakan pemisahan atau penggabungan atau penyusunan kembali dari atom-atom, sehingga atom tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan
5. Atom suatu unsur sama segala sifatnya, sedangkan atom unsur berbeda, berlainan dalam massa dan sifatnya

Gambar 2 Model Atom Dalton

Gambar di atas menunjukkan model atom Dalton. model ini dianggap sebagai model atom ilmiah yang pertama kali ditemukan, karena dilandasi fakta temuan eksperimen, yakni hukum kekekalan massa (Lavoisier) dan hukum perbandingan tetap (Proust).

Percobaan Lavoisier

Gambar 3 Percobaan Lavoisier

Mula-mula tinggi cairan merkuri dalam wadah yang berisi udara adalah A, tetapi setelah beberapa hari merkuri naik ke B dan ketinggian ini tetap. Beda tinggi A dan B menyatakan volume udara yang digunakan oleh merkuri dalam pembentukan bubuk merah (merkuri oksida). Untuk menguji fakta ini, Lavoisier mengumpulkan merkuri oksida, kemudian dipanaskan lagi. Bubuk merah ini akan terurai menjadi cairan merkuri dan sejumlah volume gas (oksigen) yang jumlahnya sama dengan udara yang dibutuhkan dalam percobaan pertama.

Hukum Kekekalan Massa :
"Massa bahan keseluruhan setelah reaksi kimia sama dengan sebelum reaksi"

Percobaan Proust

Pada tahun 1799 Proust menemukan bahwa senyawa tembaga karbonat baik yang dihasilkan melalui sintesis di laboratorium maupun yang diperoleh di alam memiliki susunan yang tetap

Hukum Perbandingan Tetap

"Perbandingan massa unsur-unsur dalam suatu senyawa selalu tetap"

Kelebihan
Mulai membangkitkan minat terhadap penelitian mengenai model atom

• Kelemahan
• Teori atom Dalton tidak dapat menerangkan suatu larutan dapat menghantarkan arus listrik
• Ditemukannya isotop

J.J THOMSON
Percobaan tabung sinar katoda pertama kali dilakukan William Crookes (1875). Hasil eksperimennya adalah ditemukannya seberkas sinar yang muncul dari arah katoda menuju ke anoda yang disebut sinar katoda.
George Johnstone Stoney (1891) yang memberikan nama sinar katoda disebut “elektron”. Kelemahan dari Stoney tidak dapat menjelaskan pengertian atom dalam suatu unsur memiliki sifat yang sama sedangkan unsur yang berbeda akan memiliki sifat berbeda, padahal keduanya sama-sama memiliki elektron.
Antoine Henri Becquerel (1896) menentukan sinar yang dipancarkan dari unsur-unsur Radioaktif yang sifatnya mirip dengan elektron.
Joseph John Thomson (1897) melanjutkan eksperimen William Crookes yaitu pengaruh medan listrik dan medan magnet dalam tabung sinar katoda



Gambar 5 Eksperimen J.J Thomson

Hasil percobaannya membuktikan bahwa ada partikel bermuatan negatif dalam suatu atom karena sinar tersebut dapat dibelokkan ke arah kutub positif medan listrik. berdasarkan besarnya simpangan sinar katode dalam medan listrik, Thomson dapat menentukan nisbah muatan terhadap massa (nilai e/m) dari partikel sinar katode sebesar 1.76 x 108 Coulomb/gram

Besarnya muatan dalam elektron ditemukan oleh Robert Andrew Milikan (1908) melalui percobaan tetes minyak Milikan seperti gambar di bawah ini

Gambar 6 Eksperimen Milikan

Minyak disemprotkan ke dalam tabung yang bermuatan listrik. Akibat gaya tarik gravitasi akan mengendapkan tetesan minyak yang turun. Bila tetesan minyak diberi muatan negatif maka akan tertarik kekutub positif medan listrik. milikan menemukan menemukan bahwa muatan tetes-tetes minyak selalu bulat dari suatu muatan tertentu, yaitu 1.602 x 10-19 coulomb

Hasil percobaan Milikan dan Thomson diperoleh muatan elektron –1 dan massa elektron 0, sehingga elektron dapat dilambangkan

Data Fisis Elektron :

e/m = 1.76 x 108 Coulomb/gram

e = 1.602 x 10-19 coulomb

maka massa elektron = 9.11 x 10-28 gram

Setelah penemuan elektron, maka teori Dalton yang mengatakan bahwa atom adalah partikel yang tak terbagi, tidak dapat diterima lagi. Pada tahun 1900, J.J Thomson mengajukan model atom yang menyerupai roti kismis. Menurut Thomson, atom terdiri dari materi bermuatan positif dan didalamnya tersebar elektron bagaikan kismis dalam roti kismis.

 

RUTHERFORD

Pada tahun 1909 Hans Geiger dan Ernest Marsden dengan petunjuk dari Ernest Rutherford melakukan eksperimen di Laboratorium Fisika Universitas Manchester untuk membuktikan kebenaran dari teori atom yang dikemukakan oleh Thomson

Eksperimen ini melibatkan penambakan partikel alfa (inti atom helium atau ion helium dengan muatan positip) yang diemisikan oleh unsur Radium pada lempengan logam emas tipis dan kemudian mendeteksi partikel alfa yang telah melewati lempengan logam emas tersebut dengan menggunakan layar yang dilapisi seng sulfida (ZnS) sebagai dtetektor.

Gambar 9 Eksperimen Rutherford

Rutherford berpendapat bahwa apabila struktur atom yang dikemukakan oleh Thomson adalah benar maka sebagian besar berkas partikel alfa akan melewati lempengan logam emas dan sebagian kecil sekali yang akan didefleksi.

Akan tetapi hasil eksperimen Rutherford sangat mengejutkan, walaupun sebagian besar berkas partikel alfa melewati lempengan logam emas, terdapat banyak berkas partikel alfa yang didefleksi dengan sudut yang besar (lebih dari 900), bahkan terdapat berkas partikel alfa yang direfleksi kembali kearah sumber tanpa pernah menyentuh layer detector (perhatikan gambar).

Gambar 10 Hasil Eksperimen Rutherford

etelah merunut pola-pola partikel alfa yang ditembakkan ke lempeng logam emas, maka Rutherford mengambil kesimpulan bahwa sebagian besar ruang dalam atom adalah “ruang kosong”, dan terdapat massa yang terkonsentrasi pada pusat atom yang bermuatan positif dimana ukurannya 10.000 kali lebih kecil dibanding ukuran keseluruhan bagian atom, dan elektron mengelilingi inti atom tersebut seperti planet-planet kita mengelilingi matahari.
Rutherford menyimpulkan struktur atom tersebut berlandaskan eksperimennya sebagai berikut:

1. Sebagian besar berkas partikel alfa yang dapat melewati lempengan logam emas menunjukan bahwa partikel alfa ini melewati ruang kosong yang ada di dalam atom sehingga dengan mudah partikel alfa ini melewati ruang kosong tersebut tanpa hambatan yang berarti.
2. Berkas partikel alfa yang didefleksi menunjukan bahwa partikel alfa tersebut berada pada posisi yang dekat dengan inti atom yang bermuatan positif. Muatan positif dengan muatan positif akan saling tolak menolak, hal inilah yang menyebabkan partikel alfa dibelokan dengan sudut yang besar.
3. Berkas partikel alfa yang di refleksi kembali (dipantulkan kembali) menunjukan bahwa partikel alfa tersebut bertumbukkan dengan inti atom yang bermuatan positif. Inti atom emas mempunyai massa dan muatan positif yang lebih besar disbanding dengan massa dan muatan partikel alfa, hal inilah yang membuat partikel alfa di pantulkan kembali.

Berdasarkan hal tersebut diatas maka Rutherford mengajukan model atom sebagai berikut:

Gambar 11 Model Atom Rutherford

Kelemahan Teori Atom Rutherford
Menurut ahli fisika klasik, dalam pergerakannya mengitari inti, elektron akan senantiasa memancarkan radiasi elektromagnet. jika demikian, maka lintsannya akan berbentuk spiral dan akhirnya akan jatuh ke inti.

NIELS BOHR

Di dalam fisika atom, model Bohr adalah model atom yang diperkenalkan oleh Niels Bohr pada 1913 Model ini menggambarkan atom sebagai sebuah inti kecil bermuatan positif yang dikelilingi oleh elektron yang bergerak dalam orbit sirkular mengelilingi inti mirip sistem tata surya, tetapi peran gaya gravitasi digantikan oleh gaya elektrostatik. Model ini adalah pengembangan dari model puding rem(1904), model Saturnian (1904), dan model Rutherford (1911). Karena model Bohr adalah pengembangan dari model Rutherford, banyak sumber mengkombinasikan kedua nama dalam penyebutannya menjadi model Rutherford-Bohr.

Kunci sukses model ini adalah dalam menjelaskan formula Rydberg mengenai garis-garis emisi spektral atom hidrogen; walaupun formula Rydberg sudah dikenal secara eksperimental, tetapi tidak pernah mendapatkan landasan teoretis sebelum model Bohr diperkenalkan. Tidak hanya karena model Bohr menjelaskan alasan untuk struktur formula Rydberg, ia juga memberikan justifikasi hasil empirisnya dalam hal suku-suku konstanta fisika fundamental.

Model Bohr adalah sebuah model primitif mengenai atom hidrogen. Sebagai sebuah teori, model Bohr dapat dianggap sebagai sebuah pendekatan orde pertama dari atom hidrogen menggunakan mekanika kuantum yang lebih umum dan akurat, dan dengan demikian dapat dianggap sebagai model yang telah usang. Namun demikian, karena kesederhanaannya, dan hasil yang tepat untuk sebuah sistem tertentu, model Bohr tetap diajarkan sebagai pengenalan pada mekanika kuantum.

Berdasarkan analisis spektrum atom, Niels Bohr mengajukan model atom sebagai berikut :

1. Dalam elektron terdapat lintasan-lintasan tertentu tempat elektron dapat mengorbit inti tanpa disertai pemancaran atau menyerap energi. lintasan itu, yang juga disebut kulit atom, adalah orbit berbentuk lingkaran dengan jari-jari tertentu. tiap 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. makin besar harga n (makin jauh dari inti), makin besar energi elektron yang mengorbit pada kulit itu.
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).
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.

Gambar 13 Model Atom Niels Bohr

Sejarah

Di awal abad 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 Rtherford 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.

Untuk mengatasi hal ini dan kesulitan-kesulitan lainnya dalam menjelaskan gerak elektron di dalam atom, Niels Bohr mengusulkan, pada 1913 dua gagasan kunci adalah:

1. Elektron-elektron bergerak di dalam orbit-orbit dan memiliki momenta yang terkuantisasi, dan dengan demikian energi yang terkuantisasi. Ini berarti tidak setiap orbit, melainkan hanya beberapa orbit spesifik yang dimungkinkan ada yang berada pada jarak yang spesifik dari inti.
2. Elektron-elektron tidak akan kehilangan energi secara perlahan-lahan sebagaimana mereka bergerak di dalam orbit, melainkan akan tetap stabil di dalam sebuah orbit yang tidak meluruh.

Arti penting model ini terletak pada pernyataan bahwa hukum mekanika klasik tidak berlaku pada gerak elektron di sekitar inti. Bohr mengusulkan bahwa satu bentuk mekanika baru, atau mekanika kuantum, menggambarkan gerak elektron di sekitar inti. Namun demikian, model elektron yang bergerak dalam orbit yang terkuantisasi mengelilingi inti ini kemudian digantikan oleh model gerak elektron yang lebih akurat sekitar sepuluh tahun kemudian oleh fisikawan Austria Erwin Schrodinger dan fisikawan Jerman Werner Heisenberg

Point-point penting lainnya adalah:

1. Ketika sebuah elektron meloncat dari satu orbit ke orbit lainnya, perbedaan energi dibawa (atau dipasok) oleh sebuah kuantum tunggal cahaya (disebut sebagai foton) yang memiliki energi sama dengan perbedaan energi antara kedua orbit.
2. Orbit-orbit yang diperkenankan bergantung pada harga-harga terkuantisasi (diskret) dari momentum sudut orbital, L menurut persamaan
   
   dimana n = 1,2,3,… dan disebut sebagai bilangan kuantum utama, dan h adalah konstanta Plank.

Point (2) menyatakan bahwa harga terendah dari n adalah 1. Ini berhubungan dengan radius terkecil yang mungkin yaitu 0.0529 nm. Radius ini dikenal sebagai radius Bohr. Sekali elektron berada pada orbit ini, dia tidak akan mungkin bertambah lebih dekat lagi ke proton.

READ MORE - Model Atom Mekanika Kunantum

READ MORE - Model Atom Mekanika Kunantum