elfa Fajri: SPEKTRUM ATOM HIDROGEN

BAB I

PENDAHULUAN

Pada tahun 1913, pakar fisika Denmark bernama Neils Bohr memperbaiki kegagalan atom Rutherford melalui percobaannya tentang spektrum atom hidrogen. Percobaannya ini berhasil memberikan gambaran keadaan elektron dalam menempati daerah disekitar inti atom. Penjelasan Bohr tentang atom hidrogen melibatkan gabungan antara teori klasik dari Rutherford dan teori kuantum dari Planck, diungkapkan dengan empat postulat, sebagai berikut:

Hanya ada seperangkat orbit tertentu yang diperbolehkan bagi satu elektron dalam atom hidrogen. Orbit ini dikenal sebagai keadaan gerak stasioner (menetap) elektron dan merupakan lintasan melingkar disekeliling inti. Selama elektron berada dalam lintasan stasioner, energi elektron tetap sehingga tidak ada energi dalam bentuk radiasi yang dipancarkan maupun diserap.
Elektron hanya dapat berpindah dari satu lintasan stasioner ke lintasan stasioner lain. Pada peralihan ini, sejumlah energi tertentu terlibat, besarnya sesuai dengan persamaan planck,

E = hv.

Lintasan stasioner yang dibolehkan memilki besaran dengan sifat-sifat tertentu, terutama sifat yang disebutmomentum sudut. Besarnya momentum sudut merupakan kelipatan dari h/2? atau nh/2?, dengan n adalah bilangan bulat dan h tetapan planck. Menurut model atom bohr, elektron-elektron mengelilingi inti pada lintasan-lintasan tertentu yang disebut kulit elektron atau tingkat energi. Tingkat energi paling rendah adalah kulit elektron yang terletak paling dalam, semakin keluar semakin besar nomor kulitnya dan semakin tinggi tingkat energinya.

BAB II

SPEKTRUM ATOM HIDROGEN

Pada tahun 1913, Niels Bohr, fisikawan berkebangsaan Swedia, mengikuti jejak Einstein menerapkan teori kuantum untuk menerangkan hasil studinya mengenai spektrum atom hidrogen. Bohr mengemukakan teori baru mengenai struktur dan sifat-sifat atom. Teori atom Bohr ini pada prinsipnya menggabungkan teori kuantum Planck dan teori atom dari Ernest Rutherford yang dikemukakan pada tahun 1911. Bohr mengemukakan bahwa apabila elektron dalam orbit atom menyerap suatu kuantum energi, elektron akan meloncat keluar menuju orbit yang lebih tinggi. Sebaliknya, jika elektron itu memancarkan suatu kuantum energi, elektron akan jatuh ke orbit yang lebih dekat dengan inti atom.

Gagasan Kunci Model atom Bohr

Dua gagasan kunci adalah:

1. Elektron-elektron bergerak di dalam orbit-orbit dan memiliki momentum 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.

Postulat Dasar Model Atom Bohr

Ada empat postulat yang digunakan untuk menutupi kelemahan model atom Rutherford, antara lain :

1. Atom Hidrogen terdiri dari sebuah elektron yang bergerak dalam suatu lintas edar berbentuk lingkaran mengelilingi inti atom ; gerak elektron tersebut dipengaruhi oleh gaya coulomb sesuai dengan kaidah mekanika klasik.

2. Lintas edar elektron dalam hydrogen yang mantap hanyalah memiliki harga momentum angular L yang merupakan kelipatan dari tetapan Planck dibagi dengan 2π.

$\mathbf{L} = n \cdot \hbar = n \cdot {h \over 2\pi}$

dimana n = 1,2,3,… dan disebut sebagai bilangan kuantum utama, dan h adalah konstanta Planck.

3. Dalam lintas edar yang mantap elektron yang mengelilingi inti atom tidak memancarkan energi elektromagnetik, dalam hal ini energi totalnya E tidak berubah.

4. Jika suatu atom melakukan transisi dari keadaan energi tinggi E_U ke keadaan energi lebih rendah E_I, sebuah foton dengan energi hυ=E_U-E_I diemisikan. Jika sebuah foton diserap, atom tersebut akan bertransisi ke keadaan energi rendah ke keadaan energi tinggi.

Model Atom Bohr

”Bohr menyatakan bahwa elektron-elektron hanya menempati orbit-orbit tertentu disekitar inti atom, yang masing-masing terkait sejumlah energi kelipatan dari suatu nilai kuantum dasar. (John Gribbin, 2002)”.

Model Bohr dari atom hidrogen menggambarkan elektron-elektron bermuatan negatif mengorbit pada kulit atom dalam lintasan tertentu mengelilingi inti atom yang bermuatan positif. Ketika elektron meloncat dari satu orbit ke orbit lainnya selalu disertai dengan pemancaran atau penyerapan sejumlah energi elektromagnetik hf.

Menurut Bohr :

” Ada aturan fisika kuantum yang hanya mengizinkan sejumlah tertentu elektron dalam tiap orbit. Hanya ada ruang untuk dua elektron dalam orbit terdekat dari inti. (John Gribbin, 2005)”

Model Bohr dari atom hidrogen menggambarkan elektron-elektron bermuatan negatif mengorbit pada kulit atom dalam lintasan tertentu mengelilingi inti atom yang bermuatan positif. Ketika elektron meloncat dari satu orbit ke orbit lainnya selalu disertai dengan pemancaran atau penyerapan sejumlah energi elektromagnetik hf.

Gambar 1. Model Atom Bohr

Model ini adalah pengembangan dari model puding prem (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 teoritis 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.

Keterangan

Gambar 2. Model Bohr untuk atom hydrogen

nLintasan yang diizinkan untuk elektron dinomori n = 1, n = 2, n =3 dst. Bilangan ini dinamakan bilangan kuantum, huruf K, L, M, N juga digunakan untuk menamakan lintasan

nJari-jari orbit diungkapkan dengan 1², 2², 3², 4², …n². Untuk orbit tertentu dengan jari-jari minimum a₀ = 0,53 Å

Jika elektron tertarik ke inti dan dimiliki oleh orbit n, energi dipancarkan dan energi elektron menjadi lebih rendah sebesar

Gambar 3. Tingkat-tingkat energi atom Hydrogen

Tingkatan energi elektron dalam atom hidrogen

Model Bohr hanya akurat untuk sistem satu elektron seperti atom hidrogen atau helium yang terionisasi satu kali. Penurunan rumusan tingkat-tingkat energi atom hidrogen menggunakan model Bohr.

Penurunan rumus didasarkan pada tiga asumsi sederhana:

1) Energi sebuah elektron dalam orbit adalah penjumlahan energi kinetik dan energi potensialnya:

$E \,$	$=E_{kinetik} + E_{potensial} \quad \quad \quad \quad \quad \quad (1) \,$
	$= \begin{matrix} \frac{1}{2} \end{matrix}m_e v^2 - \frac{k q_e^2}{r}$

dengan

k = 1 / (4πε 0)

, dan

q e

adalah muatan elektron.

2) Momentum sudut elektron hanya boleh memiliki harga diskret tertentu:

$L = m_e v r = n \frac{h}{2 \pi} = n \hbar \quad \quad \quad \quad \quad (2) \,$

dengan n = 1,2,3,… dan disebut bilangan kuantum utama, h adalah konstanta Planck, dan $\hbar=h/(2\pi)$ .

3) Elektron berada dalam orbit diatur oleh gaya coulomb. Ini berarti gaya coulomb sama dengan gaya sentripetal:

$\frac{kq_e^2}{r^2} = \frac{m_e v^2}{r} \quad \quad \quad \quad \quad \quad \quad \quad \quad \quad (3) \,$

Dengan mengalikan ke-2 sisi persamaan (3) dengan r didapatkan:

$\frac{kq_e^2}{r} = m_e v^2. \quad \quad \quad \quad \quad \quad \quad \quad \quad \quad \quad (4) \,$

Suku di sisi kiri menyatakan energi potensial, sehingga persamaan untuk energi menjadi:

$E = \begin{matrix} \frac{1}{2} \end{matrix}m_e v^2 - \frac{k q_e^2}{r} = -\begin{matrix} \frac{1}{2} \end{matrix} m_e v^2 \quad \quad \quad \quad (5) \,$

Dengan menyelesaikan persamaan (2) untuk r, didapatkan harga jari-jari yang diperkenankan:

$r = \frac{n \hbar}{m_e v}. \quad \quad \quad \quad \quad \quad \quad \quad \quad \quad \quad \quad \quad (6) \,$

Dengan memasukkan persamaan (6) ke persamaan (4), maka diperoleh:

$k q_e^2 \frac{m_e v}{n\hbar} = m_e v^2 \quad \quad \quad \quad \quad \quad \quad \quad \quad \quad (7) \,$

Dengan membagi kedua sisi persamaan (7) dengan m_ev didapatkan

$\frac{k q_e^2}{n \hbar} = v \quad \quad \quad \quad \quad \quad \quad \quad \quad \quad \quad \quad \quad \quad (8) \,$

Dengan memasukkan harga v pada persamaan energi (persamaan (5)), dan kemudian mensubstitusikan harga untuk k dan $\hbar$ , maka energi pada tingkatan orbit yang berbeda dari atom hidrogen dapat ditentukan sebagai berikut:

$E _n \,$	$= \frac{-1}{2} m_e \left( \frac{k q_e^2}{n \hbar} \right)^2 \,$
	$= \frac{-1}{2} m_e \left(\frac{1}{4 \pi \epsilon_0} q_e^2 \frac{2 \pi}{n h} \right)^2 \,$
	$= \frac{-m_e q_e^4}{8 h^2 \epsilon_{0}^2} \frac{1}{n^2} \quad \quad \quad \quad \quad \quad \quad \quad \quad \quad (9) \,$

Dengan memasukkan harga semua konstanta, didapatkan,

$E_n = (-13.6 \ \mathrm{eV}) \frac {1}{n^2} \,$

Dengan demikian, tingkat energi terendah untuk atom hidrogen (n = 1) adalah -13.6 eV. Tingkat energi berikutnya (n = 2) adalah -3.4 eV. Tingkat energi ketiga (n = 3) adalah -1.51 eV, dan seterusnya. Harga-harga energi ini adalah negatif, yang menyatakan bahwa elektron berada dalam keadaan terikat dengan proton. Harga energi yang positif berhubungan dengan atom yang berada dalam keadaan terionisasi yaitu ketika elektron tidak lagi terikat, tetapi dalam keadaan tersebar.

Dengan teori kuantum, Bohr juga menemukan rumus matematika yang dapat dipergunakan untuk menghitung panjang gelombang dari semua garis yang muncul dalam spektrum atom hidrogen. Nilai hasil perhitungan ternyata sangat cocok dengan yang diperoleh dari percobaan langsung. Namun untuk unsur yang lebih rumit dari hidrogen, teori Bohr ini ternyata tidak cocok dalam meramalkan panjang gelombang garis spektrum. Meskipun demikian, teori ini diakui sebagai langkah maju dalam menjelaskan fenomena-fenomena fisika yang terjadi dalam tingkatan atomik. Teori kuantum dari Planck diakui kebenarannya karena dapat dipakai untuk menjelaskan berbagai fenomena fisika yang saat itu tidak bisa diterangkan dengan teori klasik.

Kelebihan dan Kelemahan Teori Bohr

o Keberhasilan teori Bohr terletak pada kemampuannya untuk meeramalkan garis-garis dalam spektrum atom hidrogen

o Salah satu penemuan adalah sekumpulan garis halus, terutama jika atom-atom yang dieksitasikan diletakkan pada medan magnet

Kelemahan

Struktur garis halus ini dijelaskan melalui modifikasi teori Bohr tetapi teori ini tidak pernah berhasil memerikan spektrum selain atom hydrogen

Belum mampu menjelaskan adanya stuktur halus(fine structure) pada spectrum, yaitu 2 atau lebih garis yang sangat berdekatan

Belum dapat menerangkan spektrum atom kompleks

Itensitas relatif dari tiap garis spektrum emisi.

Efek Zeeman, yaitu terpecahnya garis spektrum bila atom berada dalam medan magnet.

Gambar dibawah ini seperti pelangi atau spectrum cahaya putih yang dilewatan pada prisma.

Spektrum cahaya seperti gambar diatas disebut sebagai “spectrum kontinu”, spectrum jenis ini terdiri dari semua panjang gelombang cahaya tampak (visible light). Hal yang berbeda terjadi apabila kita melihat spectrum dari gas hydrogen, gas hydrogen dalam wadah tertutup diberi percikan api yang bersal dari dari sumber listrik bertegangan tinggi, maka molekul-molekul gas hydrogen akan menyerap energi ini yang menyebabkan sebagian ikatan H-H dalam H2 terputus, sehingga dihasilkan atom hydrogen yang “tereksitasi”, yaitu atom hydrogen yang kelebihan energi.

Kelebihan energi ini nantinya akan di emisikan dalam bentuk cahaya dalam berbagai macam panjang gelombang, dan apabila cahaya tampak yang dihasilkan dari emisi atom hydrogen ini dilewatkan pada prisma akan dihasilkan spectrum seperti gambar dibawah:

Spectrum seperti gambar diatas disebut sebagai “spectrum garis” dan gambar diatas adalah spectrum atom hydrogen.

Pada pertengahan abad ke-19, studi tentang spektra cahaya yang dipancarkan dari pembakaran dan lecutan listrik pada gas telah menunjukkan karakteristik spektra atom dari unsur kimia. Pada masa awal abad ke-20, studi terhadap struktur dalam suatu atom telah berkembang dan menjelaskan mekanisme dari karakteristik spektra atom.

Lecutan listrik pada gas hidrogen memberikan spektrum atom hidrogen yang berupa garis-garis yang terang yang membentuk sebuah deret yang terdiri dari 4 panjang gelombang pada daerah cahaya tampak (400 ~ 800 nm); nilai panjang gelombang yang dikoreksi terhadap vakum adalah λ₁ = 656,47 nm, λ₂ = 486,28 nm, λ₃= 434,17 nm, λ₄ = 410,29 nm. Pada tahun 1885, Balmer menemukan rumus berikut (Rumus Balmer), yang memenuhi panjang gelombang garis cahaya terang dari spektra.

(1.13)

Dengan λ_k adalah panjang gelombang dari garis ke-k untuk k = 1 ~ 4 dalam spktrum cahaya tampak dan garis-garis untuk k = 5 juga dapat diamati pada daerah ultraviolet. Sebuah deret garis spektral yang berhubungan dengan persamaan (1.13) disebut sebagai deret Balmer yang akan berkovergensi pada a = 3647 nm ketika k → ∞. Beberapa deret yang lain (Tabel 1.2) juga diamati pada daerah infra merah dan ultra violet. Deret-deret ini diketahui secara bersama-sama akan memenuhi rumus berikut (Rumus Rydberg).

(1.14)

Di sini m dan n adalah bilangan bulat positif, yang berkaitan dengan suatu garis spektral tertentu dan R adalah konstanta Rydberg. Rumus Rydberg ini dapat diaplikasikan tidak hanya pada garis spektra emisi akan tetapi juga pada spektra serapan (absorpsi), yang diamati sebagai hilangnya intensitas cahaya setelah melalui sampel.

Tabel 1.1 Fungsi kerja W untuk berbagai logam

Tabel 1.2 Deret garis spektral dari atom hidrogen

Contoh 1.7. Dengan menggunakan rumus Balmer dengan konstanta a = 364.7 nm dan dibandingkan dengan rumus Rydberg, tentukan konstanta Rydberg, R.

(Jawaban). Dengan merubah persamaan (1.14) menjadi persamaan yang memiliki bentuk yang sama dengan persamaan (1.13) kita akan mendapatkan

Sebuah perbandingan dengan persamaan ini terhadap persamaan (1.13) akan diketahui bahwa n = 2, m = k + 2 dan

Sehingga kita akan memperoleh

Marilah kita meninjau pentingnya rumus Rydberg berdasarkan teori kuantum yang diperkenalkan oleh Planck dan Einstein. Hakekat dari proses absorpsi atau emisi cahaya (gelombang elektromagnetik) adalah sebuah proses yang memberikan atau menerima foton hv, di mana hukum kekekalan energi selalu harus dipenuhi. Dengan mengalikan pada kedua sisi di persamaan (1.14) dengan hc dan dengan menggunakan hubungan c = vλ, energi foton hv yang terlibat pada saat penyerapan dan pemancaran cahaya dapat dinyatakan sebagai perbedaan antara dua suku berikut

(1.15)

Dalam hubungannya dengan interpretasi efek fotolistrik yaitu bahwa keseimbangan e nergi dari sebuah elektron adalah sama dengan hv, setiap suku baik dikiri maupun dikanan pada persamaan (1.15) berkaitan dengan energi dari keadaan elektron sebelum atau sesudah proses penyerapan atau pemancaran cahaya. Dikarenakan energi sebuah elektron yang ditangkap dalam material adalah negatif sebagaimana dalam kasus pada persamaan (1.10), sebuah rumus untuk tingkat energi dari sebuah elektron dalam atom hidrogen dapat diperoleh sebagai berikut,

(1.16)

Di mana n adalah bilangan bulat positif 1, 2, 3,…. Dengan menggunakan persamaan ini untuk tingkat-tingkat energi, persamaan (1.15) dapat diperluas dalam bentuk sebagai berikut dengan asumsi bahwa E_n > E_m.

(1.17)

Gambar 1.7 Penyerapan dan pemancaran cahaya dan kondisi dari frekuensi Bohr.

Sebagaimana ditunjukkan oleh anak panah pada Gambar 1.7, pada saat penyerapan cahaya sebuah elektron akan terangkat dari tingkat energi yang lebih rendah ke tingkat energi yang lebih tinggi dan pada saat pelepasan cahaya sebuah elektron akan turun dari tingkat energi yang lebih tinggi ke tingkat yang lebih rendah. Persamaan (1.17) akan menjadi persamaan berikut untuk frekuensi v.

(1.18)

Persamaan ini pertama kali diusulkan oleh N.H.D. Bohr pada tahun 1913 dan disebut sebagai kondisi frekuensi Bohr. Sekarang marilah kita memperhatikan arti dari persamaan (1.16) dan Gambar 1.7. Tingkat keadaan elektron pada n = 1 adalah tingkat energi terendah dan disebut sebagai keadaan dasar. Tingkat yang lebih tinggi n ≥ 2 disebut sebagai keadaan tereksitasi. Dalam tingkat n → ∞ energi elektron menjadi 0, dan elektron akan dilepaskan dari gaya tarik-menarik oleh inti. Hal ini berkaitan dengan keadaan ionik (keadaan terionisasi) di mana sebuah proton dan sebuah elektron pada atom dipisahkan pada jarak tak berhingga. Karenanya pula keadaan terionisasi dari sebuah atom hidrogen WH diberikan oleh persamaan berikut ini.

(1.19)

Contoh 1.8. Dengan menggunakan nilai dari konstanta Rydberg R yang diperoleh dari persamaan dalam contoh 1.7, dapatkan energi ionisasi dari atom hidrogen W_H dalam satuan J, eV dan J.mol^-1.

(Jawaban) Persamaan (1.19) memberikan W_H = Rhcdan kita mendapatkan

Untuk 1 mol,

Gambar 1.8 Tingkat energi dan spektra dari atom hidrogen.

Pada tahun 1911, E. Rutherford mengusulkan sebuah model dari struktur atom yang didasarkan pada studi eksperimen tentang partikel α (aliran atom helium) yang dihamburkan oleh lembaran tipis logam seperti lembaran tipis emas. Pada model ini, sebuah atom hidrogen terdiri atas sebuah proton dan sebuah elektron yang berkeliling di sekitar proton.

Gambar 1.9 Model atom Bohr.

Bohr berhasil menurunkan persamaan untuk tingkat energi dari atom hidrogen pada tahun 1913 dengan memperkenalkan suatu ide baru dalam sistem fisis dari sebuah elektron yang bergerak di sekitar proton pada jarak yang konstan dengan radius r. Gerak m elingkar dari sebuah elektron dengan kecepatan v di sekitar sebuah proton dengan radius r memberikan persamaan berikut yang menghubungkan gaya listrik dari hukum Coulomb dan gaya sentripetal dari gerak melingkar.

(1.20)

Di sini, bagian sisi kiri dari persamaan di atas adalah gaya Coulomb dan bagian sisi kanan adalah gaya sentripetal. Secara umum, gaya sama dengan (masa) x (percepatan), berdasarkan hukum Newton tentang gerak. Dalam kasus ini, masa adalah masa elektron m, dan gaya sentripetal adalah v²/ r . Bohr mengasumsikan sebuah kondisi kuantum yang meminta sebuah produk operasi antara momentum (masa, m x kecepatan, v) dengan keliling lingkaran (2πr) sebagai perkalian konstanta Planck, h dengan bilangan bulat.

(1.21)

Jika kondisi ini tidak dipenuhi, sistem tidak akan dapat berada pada kondisi yang stabil. Dari persamaan (1.20) dan (1.21), radius dari orbit lingkaran dalam keadaan stasioner diturunkan sebagai berikut,

(1.22)

Di sini, a_B = ε₀ h² / πme²adalah radius orbital dalam keadaan stasioner pada n = 1 dan disebut sebagai radius Bohr. Nilai dari a_B adalah 5.292 x 10^-11 m dan jarak ini dapat ditinjau sebagai ukuran dari sebuah atom hidrogen. Energi total E dari sebuah elektron adalah penjumlahan dari energi kinetik mv²/2 dan energi potensialnya U. Energi potensial U(r) dari sebuah elektron di bawah pengaruh gaya Coulomb dalam suku sisi kiri pada persamaan (1.20) dapat diperoleh sebagai berikut. Energi potensial pada jarak tak berhingga U(∞) diambil sama dengan 0 sebagai energi referensi. Kemudian kerja yang diperlukan untuk memindahkan elektron dari jarak r ke jarak tak berhingga terhadap gaya tarik-menarik Coulomb adalah sama dengan U (∞) – U (r )

Dengan menggunakan persamaan (1.20), persamaan energi diperoleh menjadi

Dengan mensubstitusi persamaan (1.22) untuk r, kita mendapatkan sebuah persamaan untuk tingkat energi ke-n, E_n sebagai berikut

(1.23)

Dengan melakukan perbandingan antara persamaan ini dan persamaan (1.16) kita memperoleh perhitungan teoritis dari konstanta Rydberg, R.

(1.24)

BAB III

KESIMPULAN

1. Ada empat postulat yang digunakan untuk menutupi kelemahan model atom Rutherford, antara lain :

a. Atom Hidrogen terdiri dari sebuah elektron yang bergerak dalam suatu lintas edar berbentuk lingkaran mengelilingi inti atom ; gerak elektron tersebut dipengaruhi oleh gaya coulomb sesuai dengan kaidah mekanika klasik.

b. Lintas edar elektron dalam hydrogen yang mantap hanyalah memiliki harga momentum angular L yang merupakan kelipatan dari tetapan Planck dibagi dengan 2π.

$\mathbf{L} = n \cdot \hbar = n \cdot {h \over 2\pi}$

dimana n = 1,2,3,… dan disebut sebagai bilangan kuantum utama, dan h adalah konstanta Planck.

c. Dalam lintas edar yang mantap elektron yang mengelilingi inti atom tidak memancarkan energi elektromagnetik, dalam hal ini energi totalnya E tidak berubah.

d. Jika suatu atom melakukan transisi dari keadaan energi tinggi E_U ke keadaan energi lebih rendah E_I, sebuah foton dengan energi hυ=E_U-E_I diemisikan. Jika sebuah foton diserap, atom tersebut akan bertransisi ke keadaan energi rendah ke keadaan energi tinggi.

2. Tingkatan energy dalam atom hydrogen dirumuskan

$E_n = (-13.6 \ \mathrm{eV}) \frac {1}{n^2} \,$

3. Energi elektron pada lintasan :

n = 1 à E= -13,60 eV

n = 2 à E= - 3,40 eV

n = 3 à E= - 1,51 eV

n = 4 à E= - 0,85 eV

n = 5 à E= - 0,54 eV

n = 6 à E= - 0,38 eV

n = 7 à E= - 0,28 eV

n = ~ à E= - 0 eV

4. Rumus umum garis spectrum atom hydrogen :

Ø n’ = 1 untuk deret Lyman (Ultra Violet)

Ø n’ = 2 untuk deret Balmer (Cahaya tampak)

Ø n’ = 3 untuk deret Paschen (Infra merah)

Catatan : Nilai n = n’ + 1 (bilangan bulat)

5. Gagasan Bohr dalam menggabungkan teori klasik dan kuantum

ž Hanya ada seperangkat orbit tertentu yang diizinkan bagi satu elektron dalam atom hidrogen

ž Elektron hanya dapat berpindah dari satu lintasan stasioner ke yang lainnya dengan melibatkan sejumlah energi menurut Planck

ž Lintasan stasioner yang diizinkan mencerminkan sifat-sifat elektron yang mempunyai besaran yang khas. Momentum sudut harus merupakan kelipatan bulat dari h/2p atau menjadi nh/2p.

6. Besarnya energi yang diperlukan atau dipancarkan sebesar :

h (tetapan Planck )= 6,6.10^-34 J.detik

f (frekuensi foton )= Hz

c (cepat rambat cahaya )= 3.10⁸ m/detik

λ (panjang gelombang foton )= m

elfa Fajri

alert("WELCOME TO elfa Fajri's BLOG");

Selasa, 15 November 2011

SPEKTRUM ATOM HIDROGEN

Tingkatan energi elektron dalam atom hidrogen

Tidak ada komentar:

Posting Komentar

Archives