Model Atom Rutherford

Model Atom Rutherford

Experiment :

Rutherford melakukan percobaan penembakan lempeng emas yang sangat tipis dengan partikel alfa yang diemisikan oleh unsur radioaktif. Data hasil percobaan menunjukkan bahwa sebagian besar dari partikel alfa dapat melewati lempeng emas, tetapi hanya sebagian kecil partikel alfa yang dipantulkan kembali.

Berdasarkan percobaan itu, Rutherford menyimpulkan bahwa volume atom sebagian besar berupa ruang kosong. Ini ditunjukkan oleh banyaknya partikel alfa yang dapat melewati lempeng emas. Adanya partikel alfa yang dipantulkan akibat bertumbukan dengan suatu partikel yang sangat keras dengan ukuran sangat kecil. hal ini menunjukkan adanya sesuatu yang bermuatan positif yang dapat membelokkan partikel alfa.Lebih sedikit lagi dari partikel alfa itu (hanya 1 dari 20.000) terpantul dari selaput tipis emas. Dengan kenyataan ini, Rutherford sempat tercengang dan berkomentar, “sungguh luar biasa, seolah Anda menembak selembar kertas tisu dengan peluru setebal 40 cm dan peluru itu kembali menghantam Anda sendiri”. Hal ini menunjukkan adanya sesuatu yang sangat kecil ,Rutherford menamakan partikel itu sebagai inti atom. Oleh karena partikel alfa bermuatan positif maka inti atom harus bermuatan positif. Jika inti atom bermuatan negatif maka akan terjadi tarik menarik antara inti atom dan partikel alfa.

Berdasarkan percobaan tersebut, Rutherford menyusun suatu model atom yaitu :

1.      Atom tersusun atas inti atom yang bermuatan positif dan elektron- elektron yang bermuatan negatif.

2.      Sebagian besar volume atom merupakan ruang kosong yang massanya terpusat pada inti atom.

3.      Oleh karena atom bersifat netral maka jumlah muatan positif harus sama dengan jumlah muatan negatif.

4.      Di dalam atom, elektron-elektron bermuatan negatif selalu bergerak mengelilingi inti atom.

Kelemahan model atom  Rutherford :

menurut Hukum Fisika Klasik, model atom Rutherford tidak stabil sebab elektron akan kehilangan energinya dan akan jatuh ke inti, pada akhirnya atom akan musnah. Akan tetapi, faktanya atom stabil.

Model Atom Bohr

Pada 1913, pakar fisika Denmark, Niels Bohr menyatakan bahwa kegagalan model atom Rutherford dapat disempurnakan dengan menerapkan Teori Kuantum dari Planck. Model atom Bohr dinyatakan dalam bentuk empat postulat berkaitan dengan pergerakan elektron, yaitu :

1.      Dalam mengelilingi inti atom, elektron berada pada kulit (lintasan) tertentu. Kulit ini merupakan gerakan stasioner (menetap) dari elektron dalam mengelilingi inti atom dengan jarak tertentu.

2.      Selama elektron berada pada lintasan stasioner tertentu, energi elektron tetap sehingga tidak ada energi yang diemisikan atau diserap.

3.      Elektron dapat beralih dari satu kulit ke kulit lain. Pada peralihan ini, besarnya energi yang terlibat sama dengan persamaan Planck, ΔE = h.

4.      Lintasan stasioner elektron memiliki momentum sudut. Besarnya momentum sudut adalah kelipatan dari nh/2 π , dengan n adalah bilangan kuantum dan h adalah tetapan Planck.

Kulit atau lintasan elektron dalam mengelilingi inti atom dilambangkan dengan n = 1, n = 2, n = 3, dan seterusnya. Lambang ini dinamakan bilangan kuantum. Huruf K, L, M, dan seterusnya digunakan untuk menyatakan lintasan elektron dalam mengelilingi inti atom. Gagasan Bohr tentang elektron mengelilingi inti atom dalam kulit- kulit tertentu serupa dengan sistem tata surya kita, mudah dipahami. Oleh karena itu, model atom Bohr dapat diterima pada waktu itu.

Kelemahan Teori Atom Bohr

Walaupun dinilai sudah revolusioner, tetapi masih ditemukan kelemahan teori atom Bohr yaitu:

1. Melanggar asas ketidakpastian Heisenberg karena elektron mempunyai jari-jari dan lintasan yang telah diketahui.
2. Model atom Bohr mempunyai nilai momentum sudut lintasan ground state yang salah.
3. Lemahnya penjelasan tentang prediksi spektra atom yang lebih besar.
4. Tidak dapat memprediksi intensitas relatif garis spektra.
5. Model atom Bohr tidak dapat menjelaskan struktur garis spektra yang baik.
6. Tidak dapat menjelaskan efek Zeeman.

Daftar  Pustaka

Sunarya, Yayan., dan Agus Setiabudi.2009.Mudah dan Aktif Belajar Kimia.Jakarta: Pusat Perbukuan Departemen Pendidikan Nasional

http://prezi.com/ozxzlogcy_qk/teori-atom-rutherford/  (Diakses 22 Oktober 2014)

http://www.ilmukimia.org/2013/01/teori-atom-bohr.html (Diakses 22 Oktober 2014)

SPEKTRUM EMISI ATOM HIDROGEN

SPEKTRUM EMISI ATOM HIDROGEN

Spektrum hidrogen adalah spektrum panjang gelombang yang kontinu yang tersusun dari sebuah inti dan sebuah electron. Atom hydrogen merupakan atom yang mudah diamati spectrum warnannya, hal ini dikarenakan Atom hidrogen hanya mempunyai satu electron sehingga memiliki spektrum paling sederhana dibandingkan dengan atom yang lain. Spektrum garis membentuk suatu deretan warna cahaya dengan panjang gelombang yang berbeda-beda. Spektrum emisi atom hidrogen bebas dalam keadaan gas terdiri dari sejumlah deret garis-garis spektrum dalam daerah inframerah, visible dan near ultraviolet. Untuk gas hydrogen yang merupakan atom yang paling sederhana, deret panjang gelombang ini ternyata mempunyai pola tertentu yang dapat dinyatakan dalam bentuk persamaan matematis.

Spektrum warna bisa terbentuk dengan adanya proses dimana tabung hidrogen dilewati tegangan tinggi (5000 volt), tabung akan menghasilkan sinar berwarna merah muda yang terang. Tabung sinar hidrogen adalah suatu tabung tipis berisi gas hidrogen pada tekanan rendah dengan elektroda pada tiap ujungnya. Jika sinar yang dihasilkan dari tabung hydrogen dilewatkan pada prisma atau kisi difraksi, sinar akan terpecah menjadi beberapa warna. Warna yang tampak merupakan sebagian kecil dari spektrum emisi hidrogen. Sebagian besar spektrum tak terlihat oleh mata karena berada pada daerah infra-merah atau ultra-violet. Cahaya yang dipancarkan oleh setiap gas berbeda-beda dan merupakan karakteristik gas tersebut. Cahaya dipancarkan dalam bentuk spektrum garis dan bukan spektrum yang kontinu.

Dari gambar diatas dapat diketahui kenyataan bahwa gas memancarkan cahaya dalam bentuk spektrum garis yang berkaitan erat dengan struktur atom. Maka spektrum garis atomik dapat digunakan untuk menguji kebenaran dari sebuah model atom. Ada lebih banyak lagi spektrum hidrogen selain tiga garis yang dapat dilihat dengan mata telanjang. Hal ini memungkinan untuk mendeteksi pola garis-garis pada daerah ultra-violet dan infra-merah spektrum dengan baik. Hal ini memunculkan sejumlah "deret" garis yang dinamakandengan nama penemunya.

Pada percobaan, spectrum cahaya dari atom hidrogen dapat dilihat ada 4 garis dari cahaya tampak, yaitu merah, cyan, biru dan violet. Keempat cahaya itu memiliki panjang gelombang yang sesuai dengan emisi foton .Dengan frekuensi yang lebih tinggi, energi sinar akan lebih tinggi. Jika suatu elektron turun dari tingkat-3 ke tingkat-2, tampak sinar merah. Hal ini menyebabkan spektrum hidrogen berwarna merah, dengan menghitung frekuensi sinar merah tersebut maka besarnya energi juga dapat dihitung. Energi tersebut harus sama dengan perbedaan energi antara tingkat-3 dan tingkat-2 pada atom hidrogen. Tingkat tak hingga menunjukkan energi tertinggi yang mungkin dari suatu elektron atom hidrogen. Jika elektron melampaui energi tersebut elektron bukan lagi bagian dari atom.

Deret Balmer

Balmer menyadari bahwa satu angka tunggal memiliki hubungan dengan setiap garis pada spektrum hidrogen dalam daerah visible. Angka tersebut adalah 364.50682 nm. Dengan angka ini, pada tahun 1885 Balmer membuat rumus yang dapat digunakan untuk menentukan nilai 𝞴 yang merupakan garis absorpi atau emisi yang sulit ditentukan dengan alat spektroskopi yang ada pada zaman itu. Rumus yang dibuat oleh balmer sebagai berikut :

dengan B adalah nilai konstan yaitu 364.50682 nm, n bernilai 2 dan m bernilai m > n.

Terdapat juga bilangan dari deret Balmer yang menampilkan bagian ultraviolet dengan panjang gelombang kurang dari 400 nm
.

Pada tahun 1888, fisikawan Johannes Rydberg menyederhanakan persamaan Balmer sehingga dapat diterapkan untuk memperkirakan panjang gelombang beberapa garis pada spektrum emisi hidrogen.

Dimana λ adalah panjang gelombang cahaya absorbsi atau emisi dan R_H  adalah konstanta Rydberg. Konstanta Rydberg terlihat pada persamaan Balmer adalah  dimana hasil akhirnya senilai dengan    meter = 10,973,731.57 meter⁻¹. Dan harga n untuk deret Balmer adalah n₁=2. Jadi persamaan balmer dapat disimpulkan :

Deret Lyman

Selanjutnya pada tahun 1906, ahli fisika dan kimia Theodore Lyman mempelajari spektrum ultraviolet dari atom hidrogen tereksistasi dengan listrik. Ditemukan bahwa spektrum radiasi hidrogen teremisi tidak kontinu. Deret Lyman adalah deret pertama dari garis emisi hidrogen yang merupakan deret garis pada daerah ultra-violet dengan batas panjang gelombang antara 121,6 nm dan 91,2 nm.

Garis makin merapat satu sama lain dengan naiknya frekuensi. Akhirnya, garis-garis makin rapat dan tidak mungkin diamati satu per satu sehingga terlihat seperti spektrum kontinu.Kemudian pada titik tertentu akan terdapat deret limit  yang menandakan bahwa deret terhenti. Deret liman dapat dinyatan dengan rumus :

Deret Paschen

Paschen mengambil masalah garis helium Bohr dengan bantuan seorang teknisi pada tahun 1915. Paschen menemukan bahwa lapisan tertentu dalam glow negatif di dalam tabung silinder-katoda umum Geissler memberikan spektrum utama tajam dan lengkap. Menindaklanjuti pengamatan ini, ia mengembangkan tabung katoda berongga debit, di mana pada kondisi yang tepat retret debit cahaya seluruhnya ke dalam interior sebagian besar bidang-bebas dari katoda petak. Perangkat ini menunjukkan struktur halus dari garis Bohr helium dengan kejelasan luar biasa dan lengkap. Deret paschen ditemukan dalam daerah inflamerah. Rumus yang dihasilkan dari deret paschen sebagai berikut :

Deret Bracket Dan Deret Pfund

Deret bracket dan deret pfund ditemukan dalam saerah inflamerah sama seperti deret paschen namun deret bracket berada pada inflamerah II dan deret pfund berada pada inflamerah III. Deret bracket dimulai pada n=4 dan deret pfund dimulai pada n=5.

Deret Bracket

 

Deret Pfund

Kesimpulan

Dari bahasan yang telah kita bahas diatas dapat disimpulkan bahwa nilai n memiliki hubungan dengan deret, dapat kita lihat sebagai berikut :

n1 n2                           Deret Daerah

1 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, ....... Lyman Ultraviolet, uv

2 3, 4, 5, 6, 7, 8, ............... Balmer Visibel (tampak))

3 4, 5, 6, 7, 8, 9, ………...... Paschen Inframerah-dekat, near-IR

4 5, 6, 7, 8, 9, ................... Brackett Inframerah

5 6, 7, 8, 9, ....................... Pfund Inframerah-jauh, far-IR

Persamaan tersebut menunjukkan bahwa untuk setiap deret spektrum, makin besar harga n2 harga garis-garis spektrum makin dekat satu sama lain yang akhirnya nampak sangat berdekatan, konvergen menjadi satu sesuai dengan hasil pengamatan. Untuk n = ~ (tak hingga) akhirnya diperoleh harga batas bagi masing-masing deret.

Daftar Pustaka

Chang, R. 2005. Kimia Dasar Konsep-konsep Inti (3rd ed., Vol. II). Jakarta: Erlangga.

Diakses pada tanggal  15 September pukul 15.35 WIB, http://global.britannica.com/EBchecked/topic/514258/Rutherford-atomic-model

H. Sugiyarto, Kristian. 2012. Struktur Atom, Sistem Periodik Unsur dan Struktur Molekular . Yogyakarta.

Wilkinson, G., & Cotton, F. A. (2009). Kimia Anorganik Dasar. Bandung: UI Press.