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
