Orbital atom

Dari Wikipedia bahasa Indonesia, ensiklopedia bebas
Langsung ke: navigasi, cari

Orbital atom adalah sebuah fungsi matematika yang menggambarkan perilaku sebuah elektron ataupun sepasang elektron bak-gelombang dalam sebuah atom.[1] Fungsi ini dapat digunakan untuk menghitung probabilitas penemuan elektron dalam sebuah atom pada daerah spesifik mana pun di sekeliling inti atom. Dari fungsi inilah kita dapat menggambarkan sebuah grafik tiga dimensi yang menunjukkan kebermungkinan lokasi elektron. Oleh karena itu, istilah orbital atom dapat pula secara langsung merujuk pada daerah tertentu pada sekitar atom yang ditentukan oleh fungsi matematis kebermungkinan penemuan elektron.[2] Secara spesifik, orbital atom menyatakan keadaan-keadaan kuantum yang mungkin dari suatu elektron dalam sekumpulan elektron di sekeliling atom.

Walaupun beranalogi dengan planet mengelilingi Matahari, elektron tidak dapat digambarkan sebagai partikel padat, sehingga orbital atom pula tidak akan menyerupai lintasan revolusi planet. Analogi yang lebih akurat adalah membandingkan orbital atom dengan atmosfer (elektron) yang berada di sekeliling planet kecil (inti atom). Orbital atom dengan persis menggambarkan bentuk geometri atmosfer ini hanya ketika terdapat satu elektron yang ada dalam atom. Ketika elektron yang lebih banyak ditambahkan pada atom tersebut, elektron tambahan tersebut cenderung akan mengisi volume ruang di sekeliling inti atom secara merata sehingga kumpulan elektron (kadang-kadang disebut "awan elektron")[3] tersebut umumnya cenderung membentuk daerah probabilitas penemuan elektron yang berbentuk bola.

Orbital atom dan orbital molekul elektron. Orbital-orbital pada gambar di atas disusun seiring dengan meningkatnya energi. Perhatikan bahwa orbit atom adalah fungsi dari tiga variabel (dua variabel sudut, dan satu variabel jari-jari r). Penggambaran di atas adalah sesuai dengan komponen sudut orbital, namun tidaklah sepenuhnya dapat mewakili keseluruhan bentuk orbital yang ada.

Gagasan bahwa elektron dapat berevolusi di sekeliling ini atom dengan momentum sudut yang pasti diargumenkan dengan penuh keyakinan oleh Niels Bohr pada tahun 1913,[4] dan fisikawan Jepang Hantaro Nagaoka pun telah mempublikasi hipotesis perilaku orbit elektron seawal tahun 1904.[5] Namun adalah penyelesaian persamaan Schrödinger pada tahun 1926 untuk gelombang elektron pada atom yang memberikan fungsi matematis orbital atom modern.[6]

Oleh karena berbeda dengan "orbit" mekanika klasik, istilah "orbit" elektron pada atom digantikan dengan istilah orbital, yang diciptakan oleh kimiawan Robert Mulliken pada tahun 1932.[7] Orbital atom umumnya dideskripsikan sebagai fungsi gelombang "bak hidrogen" dengan bilangan kuantum n, l, m yang berkorespondensi dengan energi, momentum sudut, dan arah momentum sudut pasangan elektron secara berurutan. Tiap-tiap orbital (ditentukan oleh sehimpunan bilangan kuantum yang berbeda) yang secara maksimal hanya dapat menampung dua elektron ini memiliki nama klasik s,p,d, dan f. Nama-nama ini berasal dari karakteristik yang terpantau pada garis spektroskopi masing-masing, yakni sharp, principal, diffuse, dan fundamental. Nama orbital setelah orbital f dinamakan secara alfabetis mulai dari g.[8][9]

Referensi[sunting | sunting sumber]

  1. ^ Milton Orchin,Roger S. Macomber, Allan Pinhas, and R. Marshall Wilson(2005)"Atomic Orbital Theory"
  2. ^ Daintith, J. (2004). Oxford Dictionary of Chemistry. New York: Oxford University Press. ISBN 0-19-860918-3. 
  3. ^ The Feynman Lectures on Physics -The Definitive Edition, Vol 1 lect 6 pg 11. Feynman, Richard; Leighton; Sands. (2006) Addison Wesley ISBN 0-8053-9046-4
  4. ^ Bohr, Niels (1913). "On the Constitution of Atoms and Molecules". Philosophical Magazine 26 (1): 476. 
  5. ^ Nagaoka, Hantaro (May 1904). "Kinetics of a System of Particles illustrating the Line and the Band Spectrum and the Phenomena of Radioactivity". Philosophical Magazine 7: 445–455. 
  6. ^ Bryson, Bill (2003). A Short History of Nearly Everything. Broadway Books. hlm. 141–143. ISBN 0-7679-0818-X. 
  7. ^ Mulliken, Robert S. (July 1932). "Electronic Structures of Polyatomic Molecules and Valence. II. General Considerations". Phys. Rev. 41 (1): 49–71. 
  8. ^ Griffiths, David (1995). Introduction to Quantum Mechanics. Prentice Hall. hlm. 190–191. ISBN 0-13-124405-1. 
  9. ^ Levine, Ira (2000). Quantum Chemistry (ed. 5). Prentice Hall. hlm. 144–145. ISBN 0-13-685512-1.