ORBIT ELEKTRON

1.      Pengertian Elektron, Orbit dan Orbit Elektron

a.      Pengertian Orbit

Orbit adalah lintasan suatu benda mengeliling pusat inti lintasan. misal, bumi mengorbit matahri, bulan mengorbit bumi, keduanya memiliki jalur khusus yang cukup pasti untuk ditentukan pada waktu dan tempat tertentu.

Sedangkan untuk elektron kita juga sama, membicarakan dimana elektron tersebut beada dalam mengelilingi inti atom. hanya saja akibat dari sifat dualisme elektron sebagai gelombang dan partikel secara bersamaan, kita tidak akan bisa menentukan dengan tepat posisi elektron pada waktu tertentu. dikarenakan oleh gerakannya yang sangat cepat dan massanya yang sangat amat kecil, bahkan ketika kita mengirimkan cahaya/gelombang pendeteksi untuk mengetahui posisi eletron, seketika itu pula gelombang/energi pendeteksi tersebut merubah posisi elekrron.

Kita tetap bisa mengetahui lokasi keberadaan atom tersebut, hanya saja kali ini lokasinya adalah bukan berupa lintasan tetap berupa satu lingkaran/elips , tetapi adalah berupa sebaran tempat/ruang yang mempunyai probabilitas/kemungkinan terbesar untuk kita dapat menemui elektron. tempat itu dinamakan orbital

b.      Pengertian Elektron

Elektron adalah partikel subatom yang bermuatan negatif dan umumnya ditulis sebagai e^-. Elektron tidak memiliki komponen dasar ataupun substruktur apapun yang diketahui, sehingga ia dipercayai sebagai partikel elementer. Elektron memiliki massa sekitar 1/1836 massa proton. Momentum sudut (spin) instrinsik elektron adalah setengah nilai integer dalam satuan ħ, yang berarti bahwa ia termasuk fermion. Antipartikel elektron disebut sebagai positron, yang identik dengan elektron, tapi bermuatan positif. Ketika sebuah elektron bertumbukan dengan positron, keduanya kemungkinan dapat saling berhambur ataupun musnah total, menghasilan sepasang (atau lebih) foton sinar gama.

c.       Pengertian Orbit Elektron

Ketika planet bergerak mengitari matahari, kita dapat menggambarkan jalur yang ditempuh oleh planet itu yang disebut dengan orbit. Gambaran sederhana dari atom juga sama dengan fenomena tersebut dan kita dapat menggambar elektron-elektron yang mengorbit mengelilingi nukleus ( inti atom ). Walaupun sesungguhnya elektron-elektron tidak mengorbit pada jalur yang tetap melainkan mengorbit pada sebuah ruang yang disebut dengan orbital. Orbit dan orbital terkesan sama, tetapi sebenarnya memiliki makna yang cukup berbeda. Kita perlu memahami perbedaan di antara keduanya.

Orbital atom adalah sebuah fungsi matematika yang menggambarkan perilaku sebuah elektron ataupun sepasang elektron bak-gelombang dalam sebuah atom. 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. 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") tersebut umumnya cenderung membentuk daerah probabilitas penemuan elektron yang berbentuk bola.

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

2.      Lintasan Elektron

Elektron mempunyai muatan listrik negatif yang mengelilingi inti atom. Hal ini tidak jauh berbeda bila anda mengamati benda-benda langit, seperti planet-planet yang mengelilingi matahari. Elektron bergerak pada lintasannya dan terikat dengan inti atom itu sendiri. Akan tetapi elektron yang bergerak pada garis paling luar mudah lepas, dan bila lepas berarti keluar dari inti atom itu sendiri.

Jika elektron-elektron tersebut lepas dari lintasannya atau orbitnya maka elektron tersebut dinamakan elektron bebas. Elektron yang keluar atau terlepas dari orbitnya tersebut biasanya karena pengaruh dari luar. Elektron yang terlepas inilah yang menghasilkan energi yang disebut dengan energi atau arus listrik. Akibat gesekan ini timbul panas atau percikan bunga api seperti sepotong besi dipukul dengan palu. Percikan bunga api itulah yang disebut elektron bebas. Pada logam banyak terdapat elektron bebas, sementara pada plastik dan kayu hampir atau bahkan sama sekali tidak ada elektronnya karena elektron benda tersebut hampir terikat dengan atomnya. Baterai atai aki pada ujung-ujungnya yang negatif (-) dan positif (+) apabila dipertemukan dengan seutas kawat logam, maka elektronnya bisa meloncat keluar atau terlepas dari inti atomnya. Dimana arus elektron dengan arus listrik bergerak secara berlawanan.

a. Bilangan Kuantum Utama (n)

Bilangan kuantum utama (n) memiliki nilai n = 1, 2, 3, ..., n. Bilangan kuantum ini menyatakan tingkat energi utama elektron dan sebagai ukuran kebolehjadian ditemukannya elektron dari inti atom. Jadi, bilangan kuantum utama serupa dengan tingkat-tingkat energi elektron atau orbit menurut teori atom Bohr. Menurut postulat Bohr, elektron mengelilingi inti dengan lintasan stasioner dan tidak memancarkan atau menyerap energi. Selanjutnya menurut postulat Bohr, elektron memiliki tingkat energi tertentu dalam tiap lintasannya.

   = .

Bilangan kuantum utama merupakan fungsi jarak yang dihitung dari inti atom (sebagai titik nol). Jadi, semakin besar nilai n, semakin jauh jaraknya dari inti.

Oleh karena peluang menemukan elektron dinyatakan dengan orbital maka dapat dikatakan bahwa orbital berada dalam tingkat-tingkat energi sesuai dengan bilangan kuantum utama (n). Pada setiap tingkat energi terdapat satu atau lebih bentuk orbital. Semua bentuk orbital ini membentuk kulit (shell). Kulit adalah kumpulan bentuk orbital dalam bilangan kuantum utama yang sama.

Kulit-kulit ini diberi lambang mulai dari K, L, M, N, ..., dan seterusnya. Hubungan bilangan kuantum utama dengan lambang kulit sebagai berikut. Jumlah orbital dalam setiap kulit sama dengan n2, n adalah bilangan kuantum utama.

b. Bilangan Kuantum Azimut (ℓ)

Bilangan kuantum azimut disebut juga bilangan kuantum momentum sudut, dilambangkan dengan ℓ. Bilangan kuantum azimut menentukan bentuk orbital. Nilai bilangan kuantum azimut adalah ℓ = n–1. Oleh karena nilai n merupakan bilangan bulat dan terkecil sama dengan satu maka harga ℓ juga merupakan deret bilangan bulat 0, 1, 2, …, (n–1). Jadi, untuk n=1 hanya ada satu harga bilangan kuantum azimut, yaitu 0. Berarti, pada kulit K (n=1) hanya terdapat satu bentuk orbital. Untuk n=2 ada dua harga bilangan kuantum azimut, yaitu 0 dan 1. Artinya, pada kulit L (n=2) terdapat dua bentuk orbital, yaitu orbital yang memiliki nilai ℓ=0 dan orbital yang memiliki nilai ℓ=1.

Tabel 1. Bilangan Kuantum Azimut pada Kulit Atom

n	Kulit	ℓ
1.	K	0 (s)
2.	L	0 (s), 1 (p)
3.	M	0 (s), 1(p), 2(d)

Pada pembahasan sebelumnya, dinyatakan bahwa bentuk-bentuk orbital yang memiliki bilangan kuantum utama sama membentuk kulit. Bentuk orbital dengan bilangan kuantum azimut sama dinamakan subkulit. Jadi, bilangan kuantum azimut dapat juga menunjukkan jumlah subkulit dalam setiap kulit. Masing-masing subkulit diberi lambang dengan s, p, d, f, …, dan seterusnya. Hubungan subkulit dengan lambangnya adalah sebagai berikut. 

Bilangan kuantum azimut (ℓ)	0	1	2	3	...
Lambang subkulit	S	P	d	F	...

c. Bilangan Kuantum Magnetik (m)

Bilangan kuantum magnetik disebut juga bilangan kuantum orientasi sebab bilangan kuantum ini menunjukkan orientasi (arah orbital) dalam ruang atau orientasi subkulit dalam kulit. Nilai bilangan kuantum magnetik berupa deret bilangan bulat dari –m melalui nol sampai +m. Untuk ℓ 1, nilai m=0, ±l. Jadi, nilai bilangan kuantum magnetik untuk ℓ=1 adalah –l melalui 0 sampai +l.

d. Bilangan Kuantum Spin (s)

Di samping bilangan kuantum n, ℓ, dan m, masih terdapat satu bilangan kuantum lain. Bilangan kuantum ini dinamakan bilangan kuantum spin, dilambangkan dengan s. Bilangan kuantum ini ditemukan dari hasil pengamatan radiasi uap perak yang dilewatkan melalui medan magnet, oleh Otto Stern dan W. Gerlach.

Pada medan magnet, berkas cahaya dari uap atom perak terurai menjadi dua berkas. Satu berkas membelok ke kutub utara magnet dan satu berkas lagi ke kutub selatan magnet (perhatikan Gambar 6).

Gambar 6. Penguraian berkas uap atom perak (percobaan Stern-Gerlach).

Berdasarkan pengamatan tersebut, disimpulkan bahwa atom-atom perak memiliki sifat magnet. Pengamatan terhadap atom-atom unsur lain, seperti atom Li, Na, Cu, dan Au selalu menghasilkan gejala yang serupa. Atom-atom tersebut memiliki jumlah elektron ganjil. Munculnya sifat magnet dari berkas uap atom disebabkan oleh spin atau putaran elektron pada porosnya.

Berdasarkan percobaan Stern-Gerlach, dapat disimpulkan bahwa ada dua macam spin elektron yang berlawanan arah dan saling meniadakan. Pada atom yang jumlah elektronnya ganjil, terdapat sebuah elektron yang spinnya tidak ada yang meniadakan. Akibatnya, atom tersebut memiliki medan magnet.

Spin elektron dinyatakan dengan bilangan kuantum spin. Bilangan kuantum ini memiliki dua harga yang berlawanan tanda, yaitu +1/2 dan – 1/2. Tanda (+) menunjukkan putaran searah jarum jam dan tanda (–) arah sebaliknya (perhatikan Gambar 7). Adapun harga 1/2, menyatakan fraksi elektron.

Gambar 7. Spin elektron dengan arah berlawanan.

3. Bentuk Orbital

Bentuk orbital ditentukan oleh bilangan kuantum azimut. Bilangan kuantum ini diperoleh dari suatu persamaan matematika yang mengandung trigonometri (sinus dan cosinus). Akibatnya, bentuk orbital ditentukan oleh bentuk trigonometri dalam ruang.

a)      Ketidak mungkinan penggambaran orbital elektron-elektron

Untuk menggambar suatu jalur kita perlu mengetahui secara pasti di mana objek tersebut berada dan ke arah mana objek itu bergerak. Sayangnya, kita tidak bisa melakukan hal tersebut untuk elektron-elektron.

b)      Prinsip ketidakpastian Heisenberg 

Menunjukkan bahwa kita tidak dapat mengetahui secara pasti di mana elektron itu berada dan ke arah mana elektron itu bergerak. Hal ini membuat kita tidak mungkin menggambarkan secara tepat jalur atau orbit dari elektron yang mengelilingi nukleus. Tetapi ada suatu cara lain yang bisa diterima untuk menggambarkan pergerakan elektron-elektron di sekitar nukleus.

a. Orbital-s

Orbital-s memiliki bilangan kuantum azimut, ℓ= 0 dan m= 0. Oleh karena nilai m sesungguhnya suatu tetapan (tidak mengandung trigonometri) maka orbital-s tidak memiliki orientasi dalam ruang sehingga orbital-s ditetapkan berupa bola simetris di sekeliling inti. Permukaan bola menyatakan peluang terbesar ditemukannya elektron dalam orbital-s. Hal ini bukan berarti semua elektron dalam orbital-s berada di permukaan bola, tetapi pada permukaan bola itu peluangnya tertinggi (≈ 99,99%), sisanya boleh jadi tersebar di dalam bola, lihat Gambar 8.

Gambar 8. Peluang keberadaan elektron dalam atom. Peluang terbesar ( ≈ 99,99%) berada pada permukaan bola.

b.  Orbital-p

Orbital-p memiliki bilangan kuantum azimut, ℓ  1 dan m= 0, ±l. Oleh karena itu, orbital-p memiliki tiga orientasi dalam ruang sesuai dengan bilangan kuantum magnetiknya. Oleh karena nilai m sesungguhnya mengandung sinus maka bentuk orbital-p menyerupai bentuk sinus dalam ruang, seperti ditunjukkan pada Gambar 9.

Gambar 9. Kumpulan orbital p dengan berbagai orientasi.

Ketiga orbital-p memiliki bentuk yang sama, tetapi berbeda dalam orientasinya. Orbital-px memiliki orientasi ruang pada sumbu-x, orbital-py memiliki orientasi pada sumbu-y, dan orbital-pz memiliki orientasi pada sumbu-z. Makna dari bentuk orbital-p adalah peluang terbesar ditemukannya elektron dalam ruang berada di sekitar sumbu x, y, dan z. Adapun pada bidang xy, xz, dan yz, peluangnya terkecil.

c. Orbital-d

Orbital-d memiliki bilangan kuantum azimut ℓ = 2 dan m = 0, ±1, ±2. Akibatnya, terdapat lima orbital-d yang melibatkan sumbu dan bidang, sesuai dengan jumlah bilangan kuantum magnetiknya. Orbital-d terdiri atas orbital-dz2, orbital-dxz , orbital-dxy, orbital-dyz, dan orbital-dx2− y2 (perhatikan Gambar 10).

Gambar 10. Kumpulan orbital d dengan berbagai orientasi.

Orbital -dxy, dxz, dyz, dan dx2− y2 memiliki bentuk yang sama, tetapi orientasi dalam ruang berbeda. Orientasi orbital-dxy berada dalam bidang xy, demikian juga orientasi orbital-orbital lainnya sesuai dengan tandanya. Orbital dx2− y2 memiliki orientasi pada sumbu x dan sumbu y. Adapun orbital dz2 memiliki bentuk berbeda dari keempat orbital yang lain.

Orientasi orbital ini berada pada sumbu z dan terdapat “donat” kecil pada bidang-xy. Makna dari orbital-d adalah, pada daerah-daerah sesuai tanda dalam orbital (xy, xz, yz, x2–y2, z2  menunjukkan peluang terbesar ditemukannya elektron, sedangkan pada simpul-simpul di luar bidang memiliki peluang paling kecil.

Bentuk orbital-f dan yang lebih tinggi dapat dihitung secara matematika, tetapi sukar untuk digambarkan atau diungkapkan kebolehjadiannya sebagaimana orbital-s, p, dan d.

Kesimpulan umum dari hasil penyelesaian persamaan Schrodinger dapat dirangkum sebagai berikut : Setiap orbital dicirikan oleh tiga bilangan kuantum n, ℓ, dan m yang memiliki ukuran, bentuk, dan orientasi tertentu dalam ruang kebolehjadian. Elektron-elektron yang menghuni orbital memiliki spin berlawanan sesuai temuan Stern-Gerlach. Secara lengkap, peluang keberadaan elektron dalam atom dapat Anda lihat pada Tabel 2.

Tabel 2. Bilangan Kuantum dan Orbital Atom

N	ℓ	M	Orbital	S	Jumlah Maksimum Elektron
1	0	0	1s		2	2
2	0	0	2s		2	8
	1	–1, 0, +1	2p		6
3	0	0	3s		2	18
	1	–1, 0, +1	3p		6
	2	–2, –1, 0, +1, +2	3d		10
4	0	0	4s		2	32
	1	–1, 0, +1	4p		6
	2	–2, –1, 0, +1, +2	4d		10
	3	–3, –2, –1, 0, +1, +2, +3	4f		14

Persamaan Schrodinger hanya dapat diterapkan secara eksak untuk atom berelektron tunggal seperti hidrogen, sedangkan pada atom berelektron banyak tidak dapat diselesaikan. Kesulitan utama pada atom berelektron banyak adalah bertambahnya jumlah elektron sehingga menimbulkan tarik-menarik antara elektron-inti dan tolak-menolak antara elektron-elektron semakin rumit. Oleh karena itu, untuk atom berlektron banyak digunakan metode pendekatan berdasarkan hasil penelitian dan teori para ahli.

4. Tingkat Energi Orbital

Pada atom berelektron banyak, setiap orbital ditandai oleh bilangan kuantum n, ℓ, m, dan s. Bilangan kuantum ini memiliki arti sama dengan yang dibahas sebelumnya. Perbedaannya terletak pada jarak orbital dari inti. Pada atom hidrogen, setiap orbital dengan nilai bilangan kuantum utama sama memiliki tingkat-tingkat energi sama atau terdegenerasi. Misalnya, orbital 2s dan 2p memiliki tingkat energi yang sama. Demikian pula untuk orbital 3s, 3p, dan 3d.

Pada atom berelektron banyak, orbital-orbital dengan nilai bilangan kuantum utama sama memiliki tingkat energi yang sedikit berbeda. Misalnya, orbital 2s dan 2p memiliki tingkat energi berbeda, yaitu energi orbital 2p lebih tinggi. Perbedaan tingkat energi elektron pada atom hidrogen dan atom berelektron banyak ditunjukkan pada Gambar 11.

Gambar 11. Diagram tingkat energi orbital (a) Atom hidrogen. Tingkat energi orbital atom mengalami degenerasi. (b) Atom berelektron banyak

Perbedaan tingkat energi ini disebabkan oleh elektron yang berada pada kulit dalam menghalangi elektron-elektron pada kulit bagian luar. Sebagai contoh, elektron pada orbital 1s akan tolak-menolak dengan elektron pada orbital-2s dan 2p sehingga orbital-2s dan 2p tidak lagi sejajar (terdegenerasi) seperti pada atom hidrogen. Hal ini menyebabkan elektron-elektron dalam orbital-2s memiliki peluang lebih besar ditemukan di dekat inti daripada orbital-2p (orbital-2s lebih dekat dengan inti).

Catatan :

Hasil penyelesaian persamaan Schrodinger pada atom hidrogen menunjukkan orbital-orbital yang terdegenerasi (orbital dalam kulit yang sama memiliki energi yang sama).

5. Aturan dalam Konfigurasi Elektron

Penulisan konfigurasi elektron untuk atom berelektron banyak didasarkan pada aturan aufbau, aturan Hund, dan prinsip larangan Pauli. Untuk menentukan jumlah elektron dalam atom, perlu diketahui nomor atom unsur bersangkutan. Berikut ini adalah urutan dimana elektron diisi kedalam orbitan atom dikendalikan oleh 3 prinsip penting, yaitu :

a. Aturan Membangun (Aufbau)

Aturan pengisian elektron ke dalam orbital-orbital dikenal dengan prinsip Aufbau (bahasa Jerman, artinya membangun). Menurut aturan ini, elektron dalam atom harus memiliki energi terendah, artinya elektron harus terlebih dahulu menghuni orbital dengan energi terendah (lihat diagram tingkat energi orbital pada Gambar 12).

Gambar 12. Diagram tingkat energi orbital.

Tingkat energi elektron ditentukan oleh bilangan kuantum utama. Bilangan kuantum utama dengan n = 1 merupakan tingkat energi paling rendah, kemudian meningkat ke tingkat energi yang lebih tinggi, yaitu n = 2, n = 3, dan seterusnya. Jadi, urutan kenaikan tingkat energi elektron adalah (n = 1) < (n = 2) < (n =3) < … < (n = n).

Setelah tingkat energi elektron diurutkan berdasarkan bilangan kuantum utama, kemudian diurutkan lagi berdasarkan bilangan kuantum azimut sebab orbital-orbital dalam atom berelektron banyak tidak terdegenerasi. Berdasarkan bilangan kuantum azimut, tingkat energi terendah adalah orbital dengan bilangan kuantum azimut terkecil atau ℓ= 0. Jadi, urutan tingkat energinya adalah s < p < d < f < [ ℓ = (n–1)].

Terdapat aturan tambahan, yaitu aturan (n+ℓ). Menurut aturan ini, untuk nilai (n+ℓ) sama, orbital yang memiliki energi lebih rendah adalah orbital dengan bilangan kuantum utama lebih kecil, contoh: 2p (2+1 = 3) < 3s (3+0 =3), 3p (3+1 = 4) < 4s (4+0 =4), dan seterusnya. Jika nilai (n+ℓ) berbeda maka orbital yang memiliki energi lebih rendah adalah orbital dengan jumlah (n+ℓ) lebih kecil, contoh: 4s (4+0 = 4) < 3d (3+2 =5).

Dengan mengacu pada aturan aufbau maka urutan kenaikan tingkat energi elektron-elektron dalam orbital adalah sebagai berikut. 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < …

b. Aturan Hund

Aturan Hund disusun berdasarkan data spektroskopi atom. Aturan ini menyatakan sebagai berikut.

Pengisian elektron ke dalam orbital-orbital yang tingkat energinya sama, misalnya ketiga orbital-p atau kelima orbital-d. Oleh karena itu, elektron-elektron tidak berpasangan sebelum semua orbital dihuni.

Elektron-elektron yang menghuni orbital-orbital dengan tingkat energi sama, misalnya orbital pz, px, py  Oleh karena itu, energi paling rendah dicapai jika spin elektron searah.

c. Prinsip Larangan Pauli

Menurut Wolfgang Pauli, elektron-elektron tidak boleh memiliki empat bilangan kuantum yang sama. Aturan ini disebut Prinsip larangan Pauli. Makna dari larangan Pauli adalah jika elektron-elektron memiliki ketiga bilangan kuantum (n, ℓ, m) sama maka elektron-elektron tersebut tidak boleh berada dalam orbital yang sama pada waktu bersamaan.

Akibatnya, setiap orbital hanya dapat dihuni maksimum dua elektron dan arah spinnya harus berlawanan. Sebagai konsekuensi dari larangan Pauli maka jumlah elektron yang dapat menghuni subkulit s, p, d, f, …, dan seterusnya berturut-turut adalah 2, 6, 10, 14, ..., dan seterusnya. Hal ini sesuai dengan rumus: 2(2 ℓ + 1).

Pauli adalah seorang ahli teori. Menggunakan hasil observasi ilmuwan lain, dia menemukan spin elektron dan mengemukakan asas larangan Pauli. Hal ini membawanya memenangkan hadiah Nobel di bidang Fisika pada 1945. Lahir pada 1900, Pauli hidup sampai pada 1958 dan membuat penemuan terkenal pada usia 25 tahun. (Sumber:Chemistry The Molecular Science, 1997.)