SPEKTRUM ATOM HIDROGEN

BAB I

PENDAHULUAN

I.I. Latar Belakang

Struktur atom tidak hanya digunakan untuk distribusi elektron yang mungkin disekeliling inti, tetapi juga energi elektron dan sifat kemagnetannya, entalpi pengionan dan sejenisnya, yang bergantung pada pendistribusiannya.

Sebelum tahun 1913 telah banyak karya eksperimen yang dilakukan untuk mengukur frekuensi cahaya yang dapat diserap atau dikeluarkan atom. Sifat khas atom yaitu bahwa mereka menyerap dan mengeluarkan cahaya hanya pada frekuensi tertentu saja. Dari pernyataan tersebut timbul beberapa pertanyaan diantaranya: Mengapa sifat khas atom  menyerap dan mengeluarkan cahaya hanya pada frekuensi tertentu saja? Apa saja yang menentukan frekuensi yang tepat, yang beragam dari satu jenis atom ke jenis atom yang lain?.

Usaha-usaha untu menjawab pertanyaan-pertanyaan tersebut adalah cenderung terpusat ke atom hidrogen, yang merupakan atom paling kecil dan paling sederhana, serta mempunyai spektra paling sederhana.

I.2. Rumusan Masalah

Bagaimana konsep-konsep spektra atom hidrogen  sesuai urutan deretnya?

I.3. Tujuan

Untuk mengetahui bagaimana konsep-konsep spektra atom  beserta rumusannya  menurut Lyman, Balmer, Paschen, Bracket, dan Pfund

BAB II

PEMBAHASAN

II.1. Spektra

Energi radiasi terdiri atas sejumlah besar gelombang elektro magnet dan memiliki panjang gelombang yang berbeda-beda. Bagian-bagian dari radiasi dapat dipisahkan dengan menggunakan alat spektrometer. Bagian-bagian itu disebut spektrum dari radiasi tersebut. Spektrum cahaya putih terdiri dari sinar merah, sinar jingga, sinar kuning, sinar hijau, sinar biru-ungu, dan sinar ungu. Masing-masing warna terdiri dari sekelompok gelombang yang berbeda-beda. (Gb. 1)

1300	4300	4500	4900	5500	5900	6500      7500
ungu	biru ungu	biru	Hijau	kuning	jingga	merah

Gb. 1. Spektrum cahaya putih (A⁰)

Satuan panjang gelombang biasanya dinyatakan dalam Angstrom, satu Angstrom adalah 10^-8 Cm.

Dalam perkembangan teori atom Bohr, penyelidikan tentang spektrum atom hidrogen mempunyai arti yang sangat penting. Pada tahun 1855 J.J. Balmer mengungkapkan persepsinya bahwa garis spektrum atom hidrogen didaerah tampak dan ultra violet, dapat dinyatakan dengan persamaan berikut:

1/λ = ῡ = R_H (  1/n² )

λ = panjang gelombang

ῡ = bilangan gelombang

R_H = tetapan Rydberg = 109.677,58 cm^-1

n = bilangan bulan lebih besar dari 2, yaitu 3,4, d.s.b. Deret ini termasuk deret Balmer.

Selain deret Balmer, terdapat pula deret-deret lain dalam spektrum hidrogen yang ditemukan oleh T. Lyman (1906), F. Paschen (1908), F.S Bracket (1992) dan A.H. Pfund (1924), dengan masing-masing urutan rumus sebagai berikut:

Deret ultraviolet (Lyman)                   ῡ = R_H × ( 1/1² – 1/n² )             n = 2, 3, 4, ...............

Deret infra merah (Paschen)               ῡ = R_H × ( 1/3² – 1/n² )             n = 4, 5, 6, ................

Deret Bracket                                      ῡ = R_H × ( 1/4² – 1/n² )             n = 5, 6, 7, .................

Deret  Pfund                                       ῡ = R_H × ( 1/5² – 1/n² )             n = 6, 7, 8, .................

Secara umum dapat ditulis:

 = ῡ = R_H ( 1/m – 1/n² )                      m > n

Tabel I. Spektrum atom hidrogen

Deret spektrum	m	n
Lyman	1	2,3,4,...........
Balmer	2	3,4,5,...........
Paschen	3	4,5,6,...........
Bracket	4	5,6,7,...........
Pfund	5	6,7,8,..........

II.2. Struktur Atom Hidrogen

Bohr menerima anggapan Rutherford yang menyatakan bahwa elektron bergerak dalam orbit melingkar, tetapi Bohr menolak anggapan Rutherford tentang hukum klasik yaitu benda bermuatan yang dipercepat memancarkan energi. Dan dengan sembarang Bohr mengannggap:

1.      Elektron dalam orbit tertentu memiliki energi yang khas dan tidak dapat berubah selama elektron tetap ada pada orbit itu.

2.      Elektron hanya dapat memiliki energi diskret tertentu.

Dengan anggapan ini, Bohr dapat menunjukkan bahwa energi yang tersedia untuk elektron dalam hidrogen memenuhi rumus berikut:

En =  =                dengan            K =  = 2,18 ×  J

e = besarnya muatan elektron

m = massa elektron

h = tetapan planck

n = bilangan bulat, biasa disebut bilangan kuantum utama yang besarnya 1, 2, 3, 4, ......, setiap n merujuk pada energi yang berbeda-beda. Besarnya energi dikaitkan dengan orbit lingkaran yang jari-jarinya berada disekeliling inti. Berikut persamaannya:

r_n =  = n²r₁

dengan r₁ =  = 0,05292 nm atau 0,5292 Å

Dari persamaan diatas dapat kita lihat, jika n mendekati bilangan yang tak terhingga, maka inti dan elektron akan terpisah dengan jarak yang tak terhingga pula, oleh karena itu energi tarik menariknya harus nol. En pada limit ini adalah nol. Jika orbit semakin mendekati inti (yaitu n semakin kecil), maka nilai mutlak En bukan menjadi semakin besar tetap menjadi semakin negatif. Besarnya En dikaitkan dengan energi tarik menarik yang dimilik atom. Tetapi tanda En menyatakan bahwa energi yang semakin negatif akan mengacu kepada sistem yang paling mantap terhadap elektron dan inti yang terpisah dalam jarak yang tak terhingga.

Gambar diatas menunjukkan tingkat energi dalam atom hidrogen dan berhubungan dengan deret spektrum. Dari diagram diatas, elektron dan proton yang terpisah secara sebarang ditetapkan sebagai energi nol, dan semua energi yang lainnya lebih negatif. Atom-atom akan mengemisi cahaya jika jatuh dari tingkat energi yang lebih tinggi ke tingkat energi yang lebih rendah (tanda panah). Dan setiap deret transisi dinamai berdasarkan nama penemunya.

II.3 Teori Atom Bohr

Terjadinya spektra atom hidrogen dapat dijelaskan dengan teori atom Bohr. Apabila suatu elektron menempati tingkat energi pertama, maka atom hidrogen disebut dalam keadaan dasar. Kemudian apabila suatu elektron menyerap energi dari elektron, maka dapat pindah ke tingkat energi yang lebih tinggi. Misalmya E₂, E₃, dan seterusnya. Sedangkan apabila suatu elektron berada dalam keadaan yang tidak stabil, akan pindah ke tingkat energi yang lebih rendah.

Gb. II. Besarnya energi potensial atom hidrogen

Tingkatan	Potensial kkal/mol	Energi ev
n = ~	0	0
n = 6	-9,7	-0,4
n = 5	-12,5	-0,5
n = 4	-19,6	-0,9
n = 3	-34,8	-1,5
n = 2	-78,4	-3,4
n = 1	-313,6	-13,6

Apabila suatu elektron pindah dari tingkat energi kedua ke tingkat energi pertama, maka:

ΔE = E₂ – E₁ = -3,4 ev – (-13,6 ev) = 10,2 ev

Harga ini dapat diubah menjadi satuan lain seperti erg/atom atau kkal/mol. Energi tersebut dirubah menjadi energi radiasi dengan frekuensi dan panjang gelombang sebagai berikut:

ΔE = h.v. = h.c/λ

Apabila satu mol elektron berpindah dari tingkat energi E₄ ke tingkat energi E_2, maka:

ΔE = E₄ - E₂ = -0,85 ev – (-3,4 ev) = 2,55 ev/elektron

ΔE = h.v. = h.c/λ atau λ = h c/E

λ =

λ = 4,87.10^-5 cm = 4870 Å

BAB III

KESIMPULAN

Pada tahun 1855 J.J. Balmer mengungkapkan persepsinya bahwa garis spektrum atom hidrogen didaerah tampak dan ultra violet, dapat dinyatakan dengan persamaan berikut:

1/λ = ῡ = R_H (  ½² -1/n² )

Selain deret Balmer, terdapat pula deret-deret lain dalam spektrum hidrogen yang ditemukan oleh T. Lyman (1906), F. Paschen (1908), F.S Bracket (1992) dan A.H. Pfund (1924), dengan masing-masing urutan rumus sebagai berikut:

Deret ultraviolet (Lyman)                   ῡ = R_H × ( 1/1² – 1/n² )             n = 2, 3, 4, ...............

Deret infra merah (Paschen)               ῡ = R_H × ( 1/3² – 1/n² )             n = 4, 5, 6, ................

Deret Bracket                                      ῡ = R_H × ( 1/4² – 1/n² )             n = 5, 6, 7, .................

Deret  Pfund                                       ῡ = R_H × ( 1/5² – 1/n² )             n = 6, 7, 8, .................

Secara umum dapat ditulis:

1/λ = ῡ = R_H ( 1/m – 1/n² )                      m > n

Terjadinya garis-garis spektrum pada deret Lyman tidak lain karena terjadinya transisi atau perpindahan elektron dari tingkat-tingkat energi lebih tinggi ( n > 1 ) yang berakhir pada tingkat energi terendah ( n = 1 ), sedangkat untuk deret Balmer transisi elektron berakhir pada tingkat energi n = 2. Demikian seterusnya untuk deret-deret yang lain.

DAFTAR PUSTAKA

Companion, audrey L. 1991. Ikatan Kimia Edisi Kedua. Bandung : ITB

Cotton, F. Albert, Geoffrey Wilkinson. 2014. Kimia Anorganik Dasar. Jakarta : UI-Press

Oxtoby, David W, dkk. 2003. Prinsip-Prinsip Kimia Modern Edisi Keempat Jilid 2. Jakarta : Erlangga

Sugiyarto, Kristian H. 2004. Kimia Anorganik I. Yogyakarta : UNY

Sukardjo. 1985. Kimia Anorganik. Yogyakarta : Bina Aksara