Dokumen tersebut membahas spektrum emisi atom hidrogen dan hubungannya dengan deret Balmer, Rydberg, Lyman, dan Paschen. Spektrum emisi atom hidrogen terdiri atas serangkaian garis-garis diskret pada inframerah, visible, dan ultraviolet yang dapat dijelaskan oleh rumus-rumus tersebut.

1. Nama : Yokhebed Fransisca
No. Registrasi : 3315111296
Kelas : Pendidikan Kimia Reguler 2011
SPEKTRUM GARIS ATOM HIDROGEN
Atom hidrogen dengan satu elektron mempunyai spektrum paling sederhana.
Spektrum emisi atom hidrogen bebas dalam keadaan gas terdiri dari sejumlah deret garis-
garis spektrum dalam daerah inframerah, visible dan near ultraviolet.
Tabung sinar hidrogen adalah suatu tabung tipis berisi gas hidrogen pada tekanan
rendah dengan elektroda pada tiap ujungnya. Jika dilewatkan tegangan tinggi (5000 volt),
tabung akan menghasilkan sinar berwarna merah muda yang terang. Jika sinar tersebut
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. Gambar berikut menunjukkan bagian dari tabung sinar katoda, bagian kanan gambar
merupakan tiga garis yang paling mudah dilihat pada daerah visible dari spektrum.
Hidrogen mengemisikan sinar ketika tereksitasi dengan adanya tegangan tinggi
karena ketika tak ada yang mengeksitasi, elektron hidrogen berada pada tingkat energi
pertama (tingkat yang paling dekat dengan inti). Tetapi jika atom diberikan energi, elektron
akan tereksitasi ke tingkat energi yang lebih tinggi atau bahkan dilepaskan dari atom.
Tegangan tinggi pada tabung sinar hidrogen menyediakan energi tersebut. Molekul
hidrogen awalnya pecah menjadi atom-atom hidrogen (sehingga disebut spektrum emisi
atom hidrogen) dan elektron kemudian berpindah ke tingkat energi yang lebih tinggi dengan
menyerap energi. Namun, elektron yang tereksitesi ke tingkat energi yang lebih tinggi
tersebut akan cenderung melepaskan energi lagi untuk kembali ke tingkat energi dasarnya.

2. Deret Balmer
Pada percobaan, spectrum cahaya dari atom hidrogen terlihat 4 garis dari cahaya
tampak, yaitu merah, cyan, biru dan violet. Keempat cahaya itu memiliki panjang gelombang
yang sesuai dengan emisi foton oleh transisi elektron tereksitasi ke tingkat kuantum yang
dijelaskan oleh bilangan kuantum utama, n = 2. 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.
Balmer sadar 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 1885 Balmer membuat rumus yang dapat digunakan untuk menentukan nilai
𝞴 garis absorpi atau emisi yang sulit ditentukan dengan alat spektroskopi pada zaman itu.
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
degnan 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 RH 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. Berbagai kombinasi angka dapat
dimasukkan ke dalam rumus sehingga panjang gelombang dari suatu garis pada spektrum
emisi hidrogen dapat dihitung. Selain itu, terdapat kesamaan antara panjang gelombang

3. yang didapatkan dengan menggunakan rumus ini dengan yang diperoleh dari hasil analisis
spektrum aslinya.
Balmer juga meramalkan adanya sejumlah garis-garis spektrum yang pada waktu itu
belum ditemukan; garis-garis spektrum yang memenuhi persamaan di atas kemudian
disebut deret Balmer. Dalam kurun waktu kira-kira 40 tahun kemudian akhirnya ditemukan
beberapa deret garis lain yang mirip dengan deret Balmer. Deret baru ini kemudian diberi
nama sesuai dengan penemunya, yaitu Lyman (1906) pada daerah ultraviolet, Paschen
(1908) pada daerah inframerah-dekat, Brackett (1922) pada daerah inframerah, dan deret
Pfund (1923) pada daerah inframerah-jauh. Pada dasarnya, setiap deret menunjukkan pola
sebaran garis-garis yang cenderung konvergen dan melemah sejalan dengan makin
pendeknya panjang gelombang atau naiknya energi.
Pada tahun 1993, Niels Bohr membuat teori model atom yang membuktikan bahwa
spektrum hidrogen sesuai dengan rumus Rydberg dapat dijelaskan. Bohr menemukan
perpindahan elektron atom hidrogen harus memiliki energi terkuantisasi. Sesuai dengan
asumsi Bohr ketiga, saat elektron berpindah dari keadaan awal ke keadaan tereksitasi, atom
harus memancarkan radiasi dengan panjang gelombang. Dengan mengganti energi di atas
dengan rumus energi atom hidrogen di mana energi keadaan dasar adalah n dan keadaan
tereksitasi adalah m, maka
Untuk membuat hubungan antara Bohr, Rydberg, dan Lyman maka m diganti dengan 1.
Hasil ini mengartikan di mana setiap panjang gelombang garis emisi sebanding dengan
sebuah elektron yang kembali dari tingkat energi tertentu ke tingkat energi dasar.
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. Garis makin
merapat satu sama lain dengan naiknya frekuensi. Akhirnya, garis-garis makin rapat dan

4. tidak mungkin diamati satu per satu sehingga terlihat seperti spektrum kontinu. Garis-garis
tersebut tampak sedikit gelap pada ujung kanan tiap spektrum. Kemudian pada titik
tertentu akan terdapat deret limit yang menandakan bahwa deret terhenti. Pola yang sama
juga terlihat pada deret Balmer dan Paschen, tetapi deretnya menjadi makin dekat.
Deret Paschen
Pada tahun 1915, dengan bantuan seorang teknisi, Paschen mengambil masalah
garis helium Bohr. Garis sebelumnya ditafsirkan sebagai seri tajam hidrogen tapi sekarang
menjadi helium terionisasi. Pada awalnya pekerjaannya untuk memeriksa prediksi Bohr dari
perbedaan kecil antara konstanta Rydberg, N, untuk hidrogen dan helium, dan yang
terhambat oleh kelonggaran dari garis. 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.
𝜆 = 𝜆 𝑙𝑖𝑚𝑖𝑡 (
𝑛2
𝑛2 − 𝑛0
2
) 𝑢𝑛𝑡𝑢𝑘 𝑛0 = 3 𝑑𝑎𝑛 𝑛 = 𝑛0 + 1
Struktur dasar tingkat energi hidrogen sesuai dengan model atom Bohr di mana
setiap kulit mempunyai nilai kuantum utama n.

6. Balmer mengubah data panjang gelombang ini menjadi data bilangan gelombang
dan kemudian masing-masing perbedaan antara tiap dua garis terdekat disusun berurutan,
maka tampak bahwa bilangan-bilangan yang (praktis) sama muncul lagi pada deret
spektrum yang berbeda. Hal ini secara umum mengikuti pola rumus umum sebagai berikut:
P(n+1) - P(n) = B(n+2) - B(n+1) = L(n+3) - L(n+2)
Setiap perbedaan terkecil dari bilangan gelombang ataupun frekuensi dalam suatu deret
selalu merupakan anggota bagi deret yang lain, yang secara umum mengikuti pola:
L(n) - L(1) = B(n-1) dan B(n) - B(1) = P(n-1)
Persamaan di atas menunjukkan adanya hubungan yang khas antara deret spektrum yang
satu dengan deret yang lain. Pemeriksaan lebih lanjut diperoleh bahwa hubungan yang khas
tersebut oleh Ritz dapat dinyatakan dengan satu rumus umum:
Di mana RH = tetapan Rydberg ~ 109737 cm-1, n = bilangan bulat integer 1 dan n2 > n1.
Hubungan antara harga n dengan deret adalah sebagaiberikut:
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.
Kenyataan bahwa pola spektrum atom hidrogen dikendalikan oleh besaran yang
berharga integer (n unit) merupakan hal yang mengesankan, karena integer unit adalah khas
bagi kehidupan manusia sehari-hari dalam melakukan perhitungan-perhitungan. Ini berarti
bahwa bilangan gelombang atau frekuensi atau energi hanya dapat berharga diskret atau
kuanta, suatu hal yang sangat sukar diterima oleh para ilmuwan pada saat itu.

7. Daftar Pustaka
C. Bluck, J. Gans, A. Gleixner, Prof. Heimbrodt, S. Stallmann. 2002. Spectral series of
hydrogen. BIGS.
Chang, R. 2005. Kimia Dasar Konsep-konsep Inti (3rd ed., Vol. II). Jakarta: Erlangga.
Clark, Jim. 2006. The Atomic Hydrogen Emission Spectrum. Diakses pada tanggal 7
September 2013 pada pukul 20.10 WIB.
http://www.chemguide.co.uk/atoms/properties/hspectrum.html.
Clark, Jim. 2009. Spektrum Emisi Atom Hidrogen. Diakses pada tanggal 7 September 2013
pada pukul 17.45 WIB. http://www.chem-is-
try.org/materi_kimia/struktur_atom_dan_ikatan/sifat_dasar_atom/spektrum-emisi-
atom-hidrogen/.
E. Parks, James.2002. The Hydrogen Balmer Series and Rydberg Constant. Tennessee:
Department of Physics and Astronomy 401 Nielsen Physics Building The University of
Tennessee Knoxville.
H. Sugiyarto, Kristian. 2012. Struktur Atom, Sistem Periodik Unsur dan Struktur Molekular .
Yogyakarta.
Krane, K. S. 1992. Fisika Modern. Jakarta: UI Press.
Wilkinson, G., & Cotton, F. A. (2009). Kimia Anorganik Dasar. Bandung: UI Press.