Teori perkembangan atom dan struktur atom telah berubah sepanjang sejarah. Awalnya Democritus dan Dalton menyatakan atom sebagai partikel terkecil yang tidak dapat dibagi lagi, namun kini diketahui atom terdiri dari partikel lebih kecil seperti proton, neutron, dan elektron. Rutherford kemudian menemukan model atom dengan inti bermuatan positif di tengah dan elektron mengelilinginya, meskipun masih belum dapat menjelaskan letak

1. SEJARAH PERKEMBANGAN ATOM DAN SRUKTUR ATOM
A. Teori Atom Demokritus
Democritus mengembangkan teori Leucippus dengan mendeduksi Cosmogony,
suatu metode terbentuknya semesta, dengan berpikir bahwa semua materi terdiri dari
atom, dan atom memiliki densitas yang berbeda-beda. Atom-atom akan bergabung
membentuk suatu pusaran atom. Materi yang lebih berat, karena pengaruh gravitasi
akan mengumpul di pusat dan membentuk bumi dan yang lebih ringan akan terlempar
pada bagian luar pusaran, meningkatkan kecepatan revolusi, kemudian membentuk
heavenly bodies. Teori ini jelas salah karena memandang bumi sebagai pusat
(geosentris), tetapi satu hal penting dari Leucippus dan Democtritus adalah adanya
ruang kosong (void), sesuatu yang kemudian akan dibuktikan oleh Ernest Rutherford.
Walaupun konsep ruang kosong keduanya sangat berbeda. Leucippus dan Democritus
mengatakan ruang kosong harus ada di antara atom-atom, sedangkan ruang kosong
menurut Rutherford berada dalam atom. Jika dirangkum, maka pandangan Leucippus
dan Democritus tentang atom adalah sebagai berikut:
a. Pertama, semua materi tersusun atas atom-atom, yang terlalu kecil untuk dapat
dilihat. Atom-atom ini tidak dapat dibagi lagi menjadi bagian yang lebih kecil.
Alasan Democritus menyatakan bahwa bagian terkecil dari materi adalah atom
yang tidak dapat dibagi lagi karena jika pembagian dapat berlangsung terus-
menerus, maka materi yang telah terpisah-pisah tidak dapat disusun kembali, dan
kenyataannya tidak demikian. Suatu proses dapat bersifat reversibel.
b. Kedua, Terdapat ruang-ruang kosong di antara atom-atom. Karena adanya ruang
kosong ini menyebabkan atom-atom dapat bergerak. Bergeraknya atom-atom
inilah yang menyebabkan dapat terjadinya perubahan materi dan sifat-sifat materi.
Jika tidak ada ruang kosong (vacuum) maka atom-atom tidak dapat bergerak, dan
tidak akan terjadi perubahan materi.
c. Ketiga, atom berwujud padat, dan didalamnya sama sekali tidak terdapat ruang
kosong.
d. Keempat, Atom-atom bersifat homogen dan tidak mempunyai struktur internal.
Pandangan ini baru terbantahkan pada saat J.J. Thomson menemukan elektron.
e. Kelima, atom-atom memiliki ukuran, bentuk, dan berat yang berbeda-beda.
Konsep atom ini kalah populer dengan konsep kontinuitas materi yang
dikemukakan oleh Aristoteles.

2. Menurut Aristoteles, atom hanyalah sebuah khayalan semata-mata, unsur sebagai
penyusun materi haruslah bisa dinalar oleh indra manusia. Karena itu Aristoteles
menyatakan ada empat unsur penyusun materi yaitu air, tanah, udara, dan api yang
tersusun atas empat kualitas yang berlawanan: panas – dingin dan basah – kering.
Bahkan kemudian gereja katolik menguatkan pandangan Aristoteles dan menyamakan
ide atomistik sebagai Godlessness.
B. Teori Atom John Dalton
1. Pendahuluan
Pada tahun 1808, John Dalton yang merupakan seorang guru di Inggris,
melakukan perenungan tentang atom. Hasil perenungan Dalton menyempurnakan
teori atom Democritus. Bayangan Dalton dan Democritus adalah bahwa atom
berbentuk pejal.
2. Teori atom John Dalton :
a. Materi terdiri dari partikel kecil disebut ATOM.
b. Atom tidak bisa dihancurkan. Pada reaksi kimia, atom ditata ulang tetapi tidak
dipecah.
c. Atom suatu unsur mempunyai yang sama dalam segala hal (ukuran, bentuk
dan massa)
d. Atom yang berbeda memiliki massa dan sifat yang berbeda
e. Atom suatu unsur dapat bergabung dengan atom unsur lainnya membentuk
senyawa dengan perbandingan bilangan bulat dan sederhana.
3. Kelemahan Teori atom John Dalton

3. a. Dalton menyatakan bahwa atom tidak dapat dibagi lagi. Kini telah dibuktikan
bahwa atom terbentuk dari paetikel dasar (yang lebih kecil dari atom), yakni
neutron, proton dan elektron.
b. Menurut Dalton, atom tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan. Ternyata
dengan reaksi nuklir suatu atom dapat diubah menjadi unsur lain.
c. Dalton menyatakan bahwa atom suatu unsur sama dalam segala hal. Hal ini
keliru karena adanya isotop, yaitu unsur yang sama tetapi massanya berbeda.
d. Perbandingan unsur dalam satu senyawa menurut Dalton adalah bilangan bulat
dan sederhana. Tetapi kini semakin banyak ditemukan senyawa perbandinagn
yang tidak sederhana, misalnya C18H35O2Na.
e. Teori ini gagal untuk menjelaskan keberadaan alotrop. Perbedaan sifat arang,
grafit, berlian tidak dapat dijelaskan karena ketiganya terdiri dari atom yang
sama yaitu karbon.
Kelemahan-kelemahan tersebut dapat dijelaskan setelah ditemukan beberapa
partikel penyusun atom, seperti elektron ditemukan oleh Joseph John
Thomson tahun 1900, penemuan partikel proton oleh Goldstein tahun 1886.
4. Kelebihan teori atom Dalton
a. Dapat menerangkan Hukum Kekekalan Massa (Hukum Lavoisier)
b. Dapat menerangkan Hukum Perbandingan Tetap (Hukum Proust)

4. C. Teori Atom J.J. Thomson
1. Pendahuluan
Pada percobaan Goldstein timbul pertanyaan dari mana asal dan bagaimana
caranya terbentuk sinar positif. Thomsom menduga sinar itu dari atom gas dalam
tabung. Percobaan telah menujukkan bahwa atom mengandung electron. Jika atom
kehilangan electron yang bermuatan negative tentu yang tinggal bermuatan positif.
Jumlah muatan positif yang tinggal tentu sama dengan jumlah muatan electron yang
keluar, karena pada mulanya atom itu netral. Electron sangat ringan sehingga dapat
meninggalkan atom jika diberikan energi, misalnya diberi tegangan listrik seperti
pada tabung Crookes. Oleh karena itu diduga electron berbeda dibagian luar atom.
Berdasarkan penalaran seperti itu akhirnya Thomson (tahun 1898) merumuskan teori
yang disebut teori atom Thomson.
2. Eksperiment
Percobaan dengan
tabung lucutan
(discharged tube)
Tabung lucutan adalah adalah tabung gelas yang dilengkapi
dengan dua plat logam di kedua ujungnya yang berfungsi sebagai
elektroda. Melalui kran udara di samping, udara dalam tabung

5. dapat dipompa keluar dengan pompa vakum sehigga ketika
tekanan dalam tabung mencapai 0.001 mm Hg dan diantara
kedua elektroda dipasang tegangan tinggi, emisi cahaya akan
berhenti. Tetapi masih dapat diamati fenomena fluorisensi yang
terlihat di dinding tabung lucutan yang berseberangan dengan
katoda sebagai cahaya berpendar hijau. Fenomena itu sekarang
dijelaskan bahwa berkas sinar tak tampak yang terbentuk
dikatoda menghantam kaca tabung sehigga mengemisikan
cahaya hijau karena berkas sinar itu terbentuk di katoda, maka
sinar itu disebut sinar katoda.
Sifat sinar katoda
1. Sinar katoda
merambat lurus
Percobaan ini
membuktikan bahwa
berkas sinar katoda
merambat lurus
Sinar katoda bergerak lurus. Bila benda tak tembus pandang
diletakkan melintasi jalur berkas sinar katoda, maka akan
teramati bayangan objek tersebut berseberangan dengan katoda.
2. Sinar katoda
menunjukkan efek
mekanik
Eksperimen ini
menunjukkan bahwa
sinar katoda adalah
berkas partikel yang
meiliki massa dan
energi kinetik.
Bila pada jalur sinar katoda ditempatkan baling-baling yang
ringan, baling-baling tersebut akan berputar.

6. 3. Sinar katoda
dibelokkan oleh
medan listrik dan
magnet.
Percobaan ini
menunjukkan bahwa
sinar katoda tersusun
dari partikel
bermuatan negatif.
Bila medan listrik diaplikasikan pada jalur sinar katoda, maka
berkas sinar tersebut akan berbelok kearah kutub bermuatan
positif dari medan listrik.
4. Sifat sinar katoda
tidak bergantung
pada material
katoda.
Logam apapun yang digunakan sebagai katoda, berkas sinar
katoda yang dihasilkan sama.
5. e/m partikel
penyusun sinar
katoda sama
Perbandingan massa dan muatan (e/m) partikel sinar katoda yang
diperoleh dengan memvariasikan gas yang mengisi tabung sinar
katoda tepat sama.
Kesimpulan Sinar katoda tersusun dari partikel-partikel yang bermuatan
listrik, energetic (memiliki energi kinetik). Partikel ini adalah
penyusun (building block) materi dan partikel dasar
(fundamental particle). Partikel ini adalah electron yang
diperkenalkan oleh Stoney.
3. Teori Atom J.J. Thomson
a. Atom bukan sebagai partikel terkecil dari suatu benda.
b. Atom berbentuk bola pejal,dimana terdapat muatan listrik positif dan negatif.
yang tersebar merata di seluruh bagian seperti roti kismis.
c. Pada atom netral jumlah muatan listrik negatif sama dengan jumlah muatan
listrik positif.
d. Masa elektron jauh lebih kecil dibandingkan dengan masa atom.
4. Kelemahan Teori Atom J.J. Thomson

7. a. Tidak dapat menjelaskan kedudukan elektron dalam atom.
b. Tidak dapat menjelaskan fenomena elektron lepas jika diberi energi seperti
tegangan listrik.
D. Teori Atom Rutherford
1. Pendahuluan
Rutherford bersama dua orang muridnya (Hans Geigerdan Erners Masreden)
melakukan percobaan yang dikenal dengan hamburan sinar alfa (λ) terhadap lempeng
tipis emas. Sebelumya telah ditemukan adanya partikel alfa, yaitu partikel yang
bermuatan positif dan bergerak lurus, berdaya tembus besar sehingga dapat
menembus lembaran tipis kertas. Percobaan tersebut sebenarnya bertujuan untuk
menguji pendapat Thomson, yakni apakah atom itu betul-betul merupakan bola pejal
yang positif yang bila dikenai partikel alfa akan dipantulkan atau dibelokkan. Dari
pengamatan, didapatkan fakta bahwa apabila partikel alfa ditembakkan pada lempeng
emas yang sangat tipis, maka sebagian besar partikel alfa diteruskan (ada
penyimpangan sudut kurang dari 1°), tetapi dari pengamatan Marsden diperoleh fakta
bahwa satu diantara 20.000 partikel alfa akan membelok sudut 90° bahkan lebih.
Berdasarkan gejala-gejala yang terjadi, diperoleh beberapa kesmipulan beberapa
berikut:
a. Atom bukan merupakan bola pejal, karena hampir semua partikel alfa diteruskan.
b. Jika lempeng emas tersebut dianggap sebagai satu lapisana tom-atom emas, maka
didalam atom emas terdapat partikel yang sangat kecil yang bermuatan positif.
c. Partikel tersebut merupakan partikel yang menyusun suatu inti atom, berdasarkan
fakta bahwa 1 dari 20.000 partikel alfa akan dibelokkan. Bila perbandingan
1:20.000 merupakan perbandingan diameter, maka didapatkan ukuran inti atom
kira-kira 10.000 lebih kecil daripada ukuran atom keseluruhan.

8. Berdasarkan fakta-fakta yang didapatkan dari percobaan tersebut, Rutherford
mengusulkan model atom yang dikenal dengan Model Atom Rutherford yang
menyatakan bahwa Atom terdiri dari inti atom yang sangat kecil dan bermuatan
positif, dikelilingi oleh elektron yang bermuatan negatif. Rutherford menduga bahwa
didalam inti atom terdapat partikel netral yang berfungsi mengikat partikel-partikel
positif agar tidak saling tolak menolak.
2. Eksperiment
Hasil pengamatan menujukkan bahwa sinar alfa yang ditembakkan itu ada yang
menembus, membelok dan memantul. Sinar yang tembus merupakan bagain terbesar,
sedangkan yang membelok sedikit, dan yang memantul sedikit sekali. Gejala ini
ditunjukkan oleh Rutherford, bahwa partikel alfa yang tembus disebabkan oleh atom
yang mengandung banyak ruang hampa. Dipusat atom terdapat sebuah partikel
bermuatan positif yang disebut inti. Sinar alfa akan membelok bila mendekati inti
karena saling tolak menolak. Kejadian ini sedikit jumlahnya, karena ukuran inti atom
yang sangat kecil dibandingkan ukuran ruang hampanya. Jika partikel alfa angka yang
menabrak inti, maka alfa akan memantul walaupun tidak 180o
. Tumbukan langsung
ini sangat kecil kemungkinannya, maka jumlah alfa yang memantul kecil sekali.
Diluar inti tidak hanya kosong, tetapi terdapat electron yang berputar mengelilinginya.

9. Elektron tidak mempengaruhi arah sinar alfa karena electron amat kecil dan ringan.
Dengan penalaran diatas, Rutherford merumuskan teori yang disebut teori atom
Rutherford.
3. Teori Atom Rutherford
a. Atom terdiri atas inti atom yang bermuatan listrik positif, dimana masa atom
hampir seluruhnya berada pada inti atom.
b. Muatan listrik negatif ( elektron ) terletak sangat jauh dari inti.
c. Untuk menjaga kestabilan jarak muatan listrik negatif terhadap inti, maka
muatan listrik negatif senantiasa bergerak mengelilingi inti.
4. Kelemahan Teori Atom Rutherford
a. Teori atom Rutherford ini belum mampu menjelaskan dimana letak elektron
dan cara rotasinya terhadap ini atom.
b. Elektron memancarkan energi ketika bergerak, sehingga energi atom menjadi
tidak stabil.
c. Tidak dapat menjelaskan spektrum garis pada atom hidrogen (H).
d. Tidak dapat menjelaskan mengapa elektron tidak jatuh ke dalam inti atom.
Berdasarkan teori fisika, gerakan elektron mengelilingi inti ini disertai
pemancaran energi sehingga lama-kelamaan energi elektron akan berkurang
dan makin lama akan mendekati inti dan jatuh ke dalam inti.
d. Teori Atom Bohr
1. Pendahuluan

10. Di awal abad ke-20, percobaan oleh Ernest Rutherford telah dapat menunjukkan
bahwa atom terdiri dari sebentuk awan difus elektron bermuatan negatif mengelilingi
inti yang kecil, padat, dan bermuatan positif. Namun demikian, model sistem
keplanetan untuk atom menemui beberapa kesulitan. Sebagai contoh, hukum
mekanika klasik (Newtonian) memprediksi bahwa elektron akan melepas radiasi
elektromagnetik ketika sedang mengorbit inti. Karena dalam pelepasan tersebut
elektron kehilangan energi, maka lama-kelamaan akan jatuh secara spiral menuju ke
inti. Ketika ini terjadi, frekuensi radiasi elektromagnetik yang dipancarkan akan
berubah. Namun percobaan pada akhir abad 19 menunjukkan bahwa loncatan bunga
api listrik yang dilalukan dalam suatu gas bertekanan rendah di dalam sebuah tabung
hampa akan membuat atom atom gas memancarkan cahaya (yang berarti radiasi
elektromagnetik) dalam frekuensi-frekuensi tetap yang diskret.
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.
2. Gagasan Kunci Model atom Bohr
Dua gagasan kunci adalah:
a. 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.
b. 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.
3. Postulat Dasar Model Atom Bohr

11. 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.
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 EU ke keadaan
energi lebih rendah EI, sebuah foton dengan energi hυ=EU-EI diemisikan. Jika
sebuah foton diserap, atom tersebut akan bertransisi ke keadaan energi rendah
ke keadaan energi tinggi.
4. Teori 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.

12. 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)”
Gambar 1. Model Atom Bohr
Model ini adalah pengembangan dari model puding prem (1904), model Saturnian
(1904), dan model Rutherford (1911).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.
Keterangan

13. Gambar 2. Model Bohr untuk atom hydrogen
a. Lintasan 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
b. Jari-jari orbit diungkapkan dengan 12
, 22
, 32
, 42
, …n2
. Untuk orbit tertentu
dengan jari-jari minimum a0 = 0,53 Å
2
2
0
0
4
me
a
πε
=
c. 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
5. Tingkatan energi elektron dalam atom hidrogen
,2
n
B
En
−
=
eVJ 6.1310x2,179nilaidengannumerikkonstanta:B -18
−=

14. 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:
dengan k = 1 / (4πε0), dan qe adalah muatan elektron.
2) Momentum sudut elektron hanya boleh memiliki harga diskret tertentu:
dengan n = 1,2,3,… dan disebut bilangan kuantum utama, h adalah konstanta Planck,
dan .
3) Elektron berada dalam orbit diatur oleh gaya coulomb. Ini berarti gaya coulomb
sama dengan gaya sentripetal:
Dengan mengalikan ke-2 sisi persamaan (3) dengan r didapatkan:
Suku di sisi kiri menyatakan energi potensial, sehingga persamaan untuk energi
menjadi:

15. Dengan menyelesaikan persamaan (2) untuk r, didapatkan harga jari-jari yang
diperkenankan:
Dengan memasukkan persamaan (6) ke persamaan (4), maka diperoleh:
Dengan membagi kedua sisi persamaan (7) dengan mev didapatkan
Dengan memasukkan harga v pada persamaan energi (persamaan (5)), dan kemudian
mensubstitusikan harga untuk k dan , maka energi pada tingkatan orbit yang berbeda
dari atom hidrogen dapat ditentukan sebagai berikut:
Dengan memasukkan harga semua konstanta, didapatkan,
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

16. 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.
6. Kelebihan dan Kelemahan Teori Atom Bohr
a. Kelebihan Teori Atom Bohr
1) Keberhasilan teori Bohr terletak pada kemampuannya untuk meeramalkan
garis-garis dalam spektrum atom hidrogen
2) Salah satu penemuan adalah sekumpulan garis halus, terutama jika atom-
atom yang dieksitasikan diletakkan pada medan magnet
b. Kelemahan Teori Atom Bohr
1) Struktur garis halus ini dijelaskan melalui modifikasi teori Bohr tetapi teori
ini tidak berhasil memberikan spektrum selain atom hydrogen.
2) Belum mampu menjelaskan adanya stuktur halus (fine structure) pada
spectrum, yaitu 2 atau lebih garis yang sangat berdekatan.
3) Belum dapat menerangkan spektrum atom kompleks.
4) Belum dapat menerangkan intensitas relatif dari tiap garis spektrum emisi.
5) Efek Zeeman, yaitu terpecahnya garis spektrum bila atom berada dalam
medan magnet.
E. Teori Atom Mekanika Gelombang

17. 1. Hipotesis De Broglie
Berdasarkan peristiwa efek fotolistrik dari Einstein, yang kemudian didukung
denganpercobaan yang dilakukan oleh Compton telah membuktikan tentang dualisme
(sifat kembar) cahaya, yaitu cahaya bisa berkelakuan sebagai gelombang, tetapi
cahaya juga dapat bersifat partikel. Pada tahun 1924 Louise de Broglie
mengemukakan pendapatnya bahwa : cahaya dapat berkelakuan seperti partikel, maka
partikel pun seperti halnya electron dapat berkelakuan seperti gelombang
Gambar4.1SkemaPercobaanLouisedeBroglie
Sebuah foton dengan frekuensi f memiliki energi sebesar hf dan memiliki
momentum p = , karena c = f λ, maka momentum foton dapat dinyatakan p = hf/c
sehingga panjanggelombang foton dapat dinyatakan λ = h/p. Untuk benda yang
bermassa m bergerak dengan kecepatan memiliki momentum linier sebesar mv maka
panjang gelombang de Broglie dari benda itu dinyatakan dengan persamaan
2. Hubungan Ketidakpastian Heissenberg
Pada tahun 1927, Werner Heisenberg menyatakan prinsip ketidaktentuan.
Menurutnya, suatu partikel yang bergerak mempunyai posisi dan momentum tertentu
pada setiap saat. Kedua hal itu dapat diukur dengan menabrakan partikel lain
kepadanya. Tabrakan itu akan mengubah memontum dan posisi partikel yang diukur.

18. Akibatnya hasil pengukuran menjadi tidak tepat dan mempunyai kesalahan terntu.
Heisenberg menyatakan bahwa kesalahan itu adalah:
adalah kesalahan momentum dan kesalahan posisi dan perkaliannya
setara dengan h. Berarti, jika kesalahan momentum diperkecil maka
menjadi besar dan sebaliknya, jika kesalahan posisi diperkecil maka
kesalaham momentum menjadi besar. Hal ini bukanlah kesalahan pengukuran atau
kekurangtelitian alat, melainkan merupakan ketidakberdayaan manusia untuk
mengetahui sesuatu dengan pasti.
Demikian juga elektron di sekitar inti, posisi dan momentumnya tidak dapat
ditentukan dengan pasti, karena selalu bergerak. Akibatnya, kita tidak mungkin
mengetahui lintas elektron, seperti kemukan teori Bohr. Yang dapat ditentukan hnaya
orbital. Orbital adalah daerah keboleh jadian kebolehan terbesar menemukan elektron.
Tiap titik menujukkan kemungkinan elektron berada didaerah itu. orbital bukanlah
bidang melainkan ruang, dan kira-kira seperti lapisan-lapisan umbi bawang.
Gambar Orbital, daerah kebolehjadian ditemukan elektron.
C. Persamaan Gelombang Schrodinger’s
Hipotesis Louis de Broglie dan azas ketidakpastian dari Heisenberg merupakan
dasar dari model Mekanika Kuantum (Gelombang) yang dikemukakan oleh Erwin

19. Schrodinger pada tahun1927, yang mengajukan konsep orbital untuk menyatakan
kedudukan elektron dalam atom. Orbital menyatakan suatu daerah dimana elektron
paling mungkin (peluang terbesar) untuk ditemukan. Schrodinger sependapat dengan
Heisenberg bahwa kedudukan elektron dalam atom tidak dapat ditentukan secara
pasti, namun yang dapat ditentukan adalah kebolehjadian menemukan elektron pada
suatu titik pada jarak tertentu dari intinya. Ruangan yang memiliki kebolehjadian
terbesar ditemukannya elektron disebut Orbital.
Model atom Schrodinger terbukti lebih tepat dan berdasarkan model ini, para ahli
fisika tidak lagi mencoba untuk menemukan lintasan elektron dan posisinya dalam
sebuah atom, akan tetapi mereka menggunakan persamaan yang menggambarkan
gelombang elektron tersebut untuk menemukan daerah dimana elektron paling
mungkin ditemukan. Dalam mekanika kuantum, model orbital atom digambarkan
menyerupai “awan”. Beberapa orbital bergabung membentuk kelompok yang disebut
Subkulit. Persamaan gelombang ( Ψ= psi) dari Erwin Schrodinger menghasilkan tiga
bilangan gelombang (bilangan kuantum) untuk menyatakan kedudukan (tingkat
energi, bentuk, serta orientasi) suatu orbital, yaitu: bilangan kuantum utama (n),
bilangan kuantum azimut (l) dan bilangan kuantum magnetik (m).
a. Bilangan Kuantum Utama (n)
Bilangan kuantum utama menentukan besarnya tingkat energi suatu elektron yang
mencirikan ukuran orbital. Bilangan kuantum utama ini pernah diusulkan oleh Niels

20. Bohr dan hanya disebut dengan bilangan kuantum saja. Bilangan kuantum utama (n)
dapat berharga 1, 2, 3, ….. dan seterusnya sampai tak terhingga. Selain itu harga n
biasanya disesuaikan dengan tingkat energi dan kulit-kulit elektron seperti pada teori
atom Bohr.
Contoh :
n = 1 elektron berada pada kulit K,
n = 2 elektron berada pada kulit L
n = 3 elektron berada pada kulit M
dan seterusnya
b. Bilangan Kuantum Azimut (l)
Mekanika gelombang meramalkan bahwa setiap kulit (tingkat energi) tersusun
dari beberapa sub kulit (sub-tingkat energi) yang masing-masing sub kulit tersebut
dicirikan oleh bilangan kuantum azimut (l) yang juga disebut bilangan kuantum
orbital, sebab bilangan kuantum ini menentukan bentuk ruang orbital dan besarnya
momentum sudut electron.
Bilangan kuantum azimut mempunyai harga dari 0 sampai dengan (n-1) untuk
setiap n, dan menunjukkan letak elektron dalam sub kulit. Setiap kulit terdiri dari
sub-kulit (jumlah sub-kulit tidak sama untuk setiap kulit elektron), dan setiap sub-
kulit dilambangkan berdasar pada harga bilangan kuantum azimut (l ).
Untuk setiap sub-kulit diberi lambang berdasarkan harga bilangan kuantum ,
a. Sub-kulit yang mempunyai harga = 0 diberi lambang s
b. Sub-kulit yang mempunyai harga = 1 diberi lambang p
c. Sub-kulit yang mempunyai harga = 2 diberi lambang d
d. Sub-kulit yang mempunyai harga = 3 diberi lambang f
lambang s, p d, dan f diambil dari nama spektrum yang dihasilkan oleh logam alkali
dari Li s.d. Cs. yang terdiri dari empat deret yaitu tajam (Sharp), utama (principal),
kabur diffuse) dan dasar (fundamental). Untuk harga selanjutnya (jika mungkin)
digunakan lambang huruf berikutnya yaitu g, h, i dan seterusnya. Terdapat hubungan
yang jelas antara kulit dan jumlah sub kulit seperti tampak pada tabel berikut.

21. Tabel Hubungan jumlah sub kulit dengan kulit
Kulit Bilangan
kuantum
utama (n)
Bilangan Kuantum
azimut yang mungkin
Jenis Sub-kulit Jumlah
sub -kulit
K 1 0 1s 1
L 2 0 2s
2
1 2p
M 3
0 3s
31 3p
2 3d
N
4
0 4s
4
1 4p
2 4d
3 4f
Tingkat energi (Kulit) ke n akan memiliki jumlah sub tingkat energi (sub kulit)
sebanyak n.
c. Bilangan kuantum Magnetik ( ml )
Bilangan kuantum magnetik menentukan arah orientasi dari orbital di dalam
ruang. Untuk setiap nilai l akan memberikan nilai ml antara –l sampai dengan +l
.Untuk harga l = 0 hanya ada sebuah harga ml yaitu = 0. Untuk harga l = 1
mempunyai tiga harga ml yaitu = - 1, 0 dan +1 Untuk harga l = 2 mempunyai lima
harga ml yaitu = - 2, - 1, 0, +1 dan +2
d. Bilangan Kuantum Spin ( s atau ms)
Bilangan kuantum spin merupakan bilangan kuantum yang terlepas dari pengaruh
momentum sudut, hal ini berarti bilangan kuantum spin tidak berhubungan secara
langsung dengan tiga bilangan kauntum yang lain. Bilangan kuantum spin bukan
merupakan hasil dari penyelesaian persamaan gelombang, tetapi diajukan oleh SA
Goudsmit dan SE Uhlenbeck yang mendapatkan adanya sepasang garis spektrum
halus dari setiap satu garis spektrum bila diuraikan dengan spektroskopi yang lebih

22. teliti. Diduga sepasang garis spektum halus tersebut diakibatkan oleh adanya
perputaran (spin) elektron pada sumbunya selama elektron mengelilingi intiseperti
bumi berotasi pada sumbunya selama mengelilingi matahari. Berasar hal tersebut
diusulkan adanya bilangan kuantum spin untuk menandai arah putaran (spin) elektron
pada sumbunya. Setiap elektron dapat berputar pada sumbunya sesuai dengan arah
jarum jam atau berlawanan arah dengan jarum jam, maka probabilitas elektron
berputar searah jarum jam adalah ½ , dan probabilitas berputar berlawanan dengan
jarum jam juga mempunyai harga ½ . Untuk membedakan arah putarnya maka diberi
tanda negatif dan positif. Jadi bilangan kuantum spin hanya ada dua macam yaitu + ½
atau – ½ .
e. Bentuk Orbital
Setiap orbital mempunyai ukuran, bentuk dan arah orientasi ruang yang
ditentukan oleh bilangan kuantum n, l dan ml. Orbital - orbital tersebut bergabung
membentuk suatu sub-kulit dan sub-kulit bergabung membentuk kulit atau tingkat
energi. Sub kulit s tersusun dari sebuah orbital dengan bilangan kuantum l = 0 dan
mempunyai ukuran yang berbeda tergantung harga bilangan kuantum n. Probabilitas
(kebolehjadian) untuk menemukan elektron pada orbital s adalah sama untuk ke
segala arah, maka bentuk ruang orbital s digambarkan seperti bola.
Gambar 3.8. Bentuk Orbital s
Sub kulit p tersusun dari tiga orbital dengan bilangan kuantum l = 1. Tiga orbital
p tersebut adalah orbital px, py dan pz. Bentuk ruang orbital p digambarkan
seperti dumbell dengan probabilitas untuk menemukan elektron semakin kecil
bila mendekati inti.

23. Gambar 3.9. Bentuk Orbital p
Sub kulit d tersusun dari lima orbital yang mempunyai bilangan kuantum l = 2
Arah orientasi dari orbital d dapat dibedakan menjadi dua kelompok yaitu,
a. mempunyai orientasi diantara sumbu terdiri dari 3 orbital yaitu, dx-y , dx-z ,
dy-z
b. mempunyai orientasi pada sumbu terdiri dari 2 orbital yaitu, dx
2
- y
2
dan dz
2
1. Konfigurasi Elektron
Konfigurasi elektron menggambarkan penataan elektron – elektron dalam suatu atom.
Konfigurasi elektron adalah khas untuk suatu. Meskipun demikian terdapat suatu
aturan yang bersifat umum dalam memperkirakan penataan elektron dalam suatu
atom.
a . Aturan Aufbau
Aufbau berasal dari kata bahasa Jerman yang berarti membangun. Menurut aturan
Aufbau elektron di dalam suatu atom sedapat mungkin memiliki energi yang rendah,
dengan demikian maka elektron-elektron tersebut menempati orbital – orbital yang
energinya rendah. Besarnya tingkat energi elektron dapat diketahui dari penjumlahan
harga bilangan kuantum utama dan azimut ( n + l ). Orbital yang mempunyai harga n
+ l lebih besar akan mempunyai tingkat energi yang lebih tinggi dan sebaliknya bila n
+ l kecil tingkat energinya juga kecil. Untuk harga n + l yang sama maka orbital
dengan harga n lebih besar akan mempunyai tingkat energi yang besar.
Tabel Harga (n+ l) dan tingkat energi sub-kulit
sub
kulit
1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f
mengarah diantara sumbu
mengarah pada sumbu
Gambar Orbital d

24. n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4
l 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3
n + l 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7
Berdasar tabel tersebut, maka urutan tingkat energi dari yang paling rendah ke
yang paling tinggi adalah sebagai berikut:
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 4p .... dan seterusnya.
b . Larangan Pauli
Larangan Pauli atau eksklusi Pauli menyatakan bahwa di dalam satu atom tidak
boleh terdapat dua elektron dengan empat bilangan kuantum yang sama. Orbital yang
sama akan mempunyai bilangan kuantum n, l dan ml yang sama, dengan demikian
yang bisa membedakan hanya bilangan kuantum spin (s) akibatnya setiap orbital
hanya dapat berisi 2 elektron dengan spin (arah putar) yang berlawanan. Larangan
Pauli ini menyebabkan elektron yang dapat menempati suatu sub kulit terbatas hanya
dua kali dari jumlah orbitalnya, maka jumlah maksimum elektron adalah sebagai
berikut,
a. sub kulit s terdiri dari 1 orbital dapat ditempati maksimum 2 elektron
b. sub kulit p terdiri dari 3 orbital dapat ditempati maksimum 6 elektron
c. sub kulit d terdiri dari 5 orbital dapat ditempati maksimum 10 elektron.
c . Aturan Hund
Seperti dikemukakan di atas bahwa setiap sub kulit(kecuali sub kulit s) tersusun
atas beberapa orbital dengan energi setingkat, dengan demikian elektron
dimungkinkan menempati orbital di mana saja. Sebagai contoh pada atom 5B dengan
konfigurasi 1s2
2s2
2p1
, sebuah elektron yang terdapat pada sub kulit p dapat
menempati orbital px, py atau pz sebab ketiganya mempunyai tingkat energi yang
sama. Ketiga kemungkinan tersebut dapat digambarkan diagram orbitalnya sebagai
berikut:
5B : [He] 2s2
2p1
Kemungkinan pertama 2s2
2px
1
2px
0
2pz
0
Diagram orbital ↑↓ ↑
Kemungkinan kedua 2s2
2px
0
2py
1
2pz
0
Diagram orbital ↑↓ ↑
Kemungkian ketiga 2s2
2px
0
2py
0
2pz
1

25. Diagram orbital ↑↓ ↑
Pengisian beberapa orbital yang mempunyai tingkat energy sama, yaitu p (3 buah), d
(5 buah), dan f (7 buah) menimbulkan masalah baru, yakni jika mengandung dua
electron atau lebih. Masalahnya, apakah electron itu berpasangan atau menyendiri.
Jika menyendiri, apakah berspin sama atau berbeda? Masalah ini dijawab oleh aturan
Hund yang menyatakan:
1. Pengisian orbital dengan tingkat energi yang sama (p,d dan f) harus sedemikian
sehingga electron sebanyak mungkin tidak berpasangan atau menyendiri.
2. Jika dua electron atau lebih yang tidak berpasangan maka energy terendah adalah
semua spin sejajar atau searah.