Pengertian Orbital Atom – Berikut penjelasannya

Halaman ini membahas orbital atom pada tingkat pengantar. Ini mengeksplorasi orbital s dan p secara terperinci, termasuk bentuk dan energinya, orbital d hanya dijelaskan berdasarkan energinya, dan orbital hanya disebutkan secara sepintas.

Apa itu

Orbital atom adalah daerah ruang di sekitar inti atom tempat elektron mungkin ditemukan. Orbital atom memungkinkan atom untuk membuat ikatan kovalen. Orbital yang paling sering diisi adalah s, p, d, dan f. Orbital S tidak memiliki simpul sudut dan berbentuk bola. Orbital P memiliki simpul sudut tunggal melintasi inti dan berbentuk seperti halter. D dan f masing-masing memiliki dua dan tiga node sudut. Hanya dua elektron yang akan ditemukan di ruang orbit apa pun sebagaimana didefinisikan oleh prinsip larangan Pauli. Setelah satu kulit orbital terisi penuh, satu set orbital baru (2s, 2p, dan seterusnya) tersedia. 2p akan memiliki satu simpul sudut, seperti 1p, tetapi juga satu simpul radial.

Orbit dan orbit

Ketika sebuah planet bergerak mengitari matahari, jalurnya yang pasti, yang disebut orbit, dapat diplot. Pandangan atom yang disederhanakan secara drastis terlihat serupa, di mana elektron mengorbit di sekitar inti. Kebenarannya berbeda; elektron, pada kenyataannya, mendiami wilayah ruang yang dikenal sebagai orbital. Orbit dan orbital terdengar serupa, tetapi mereka memiliki makna yang sangat berbeda. Sangat penting untuk memahami perbedaan di antara mereka.

Ketidakmungkinan menggambar orbit untuk elektron

Untuk memplot jalur untuk sesuatu, lokasi dan lintasan objek yang tepat harus diketahui. Ini tidak mungkin untuk elektron. Prinsip Ketidakpastian Heisenberg menyatakan bahwa tidak mungkin untuk menentukan dengan ketepatan absolut, pada saat yang sama, baik posisi dan momentum elektron. Itu membuatnya mustahil untuk merencanakan orbit untuk elektron di sekitar inti.

Gambar 1: Elektron Hidrogen - orbital 1s
Gambar 1: Elektron Hidrogen – orbital 1s

Pertimbangkan satu atom hidrogen: pada saat tertentu, posisi elektron diplot. Posisi itu diplot lagi segera sesudahnya, dan ia berada di posisi yang berbeda. Tidak ada cara untuk mengetahui bagaimana ia berpindah dari tempat pertama ke tempat kedua. Proses ini diulang berkali-kali, akhirnya membuat peta 3D dari tempat-tempat yang kemungkinan akan ditemukan elektron.

Dalam kasus hidrogen, elektron dapat ditemukan di mana saja dalam ruang bulat yang mengelilingi inti. Gambar di atas menunjukkan penampang ruang bulat ini. 95% dari waktu (atau sembarang, persentase tinggi), elektron ditemukan dalam wilayah ruang yang cukup mudah didefinisikan cukup dekat dengan inti. Wilayah ruang seperti itu disebut orbital, dan dapat dianggap sebagai wilayah ruang yang dihuni elektron. Tidak mungkin mengetahui apa yang dilakukan elektron di dalam orbital, sehingga tindakan elektron diabaikan sepenuhnya. Yang dapat dikatakan adalah jika sebuah elektron berada dalam orbital tertentu, ia memiliki energi tertentu yang dapat didefinisikan.

Setiap orbital memiliki nama.

Orbital yang ditempati oleh elektron hidrogen disebut orbital 1s. Angka “1” mewakili fakta bahwa orbital berada pada tingkat energi terdekat dengan nukleus. Huruf “s” menunjukkan bentuk orbital: orbital s simetris berbentuk bola di sekitar inti – bentuknya seperti bola berlubang yang terbuat dari bahan tebal dengan nukleus di tengahnya.

Gambar 2: Elektron hidrogen - orbital 2s
Gambar 2: Elektron hidrogen – orbital 2s

Orbital yang ditunjukkan di atas adalah orbital 2s. Ini mirip dengan orbital 1s, kecuali wilayah di mana ada peluang terbesar untuk menemukan elektron lebih jauh dari nukleus. Ini adalah orbital pada tingkat energi kedua. Ada daerah lain dengan kerapatan elektron yang sedikit lebih tinggi (di mana titik-titik lebih tebal) di dekat inti (“kerapatan elektron” adalah cara lain untuk menggambarkan kemungkinan suatu elektron di tempat tertentu).

Elektron 2s (dan 3s, 4s, dll.) Menghabiskan sebagian waktu mereka lebih dekat ke inti daripada yang mungkin diharapkan. Efek dari ini adalah untuk sedikit mengurangi energi elektron dalam orbital s. Semakin dekat nukleus elektron, semakin rendah energinya. Orbital 3s, 4s (dll.) Semakin jauh dari nukleus.

Orbital p

Tidak semua elektron menghuni orbital (pada kenyataannya, sangat sedikit elektron yang hidup di orbital). Pada tingkat energi pertama, satu-satunya orbital yang tersedia untuk elektron adalah orbital 1s, tetapi pada tingkat kedua, serta orbital 2s, ada orbital 2p. Orbital berbentuk seperti 2 balon identik yang diikat di nukleus. Orbital menunjukkan di mana ada kemungkinan 95% untuk menemukan elektron tertentu.

Bayangkan sebuah bidang horizontal melalui inti, dengan satu lobus orbital di atas bidang dan lainnya di bawahnya; ada probabilitas nol untuk menemukan elektron pada bidang itu. Bagaimana elektron dapat berpindah dari satu lobus ke lobus lainnya jika ia tidak pernah bisa melewati bidang inti? Pada tingkat pengantar, itu harus diterima. Untuk mengetahui lebih lanjut, baca tentang sifat gelombang elektron.

Pada satu tingkat energi mana pun, dimungkinkan untuk memiliki tiga orbital p yang benar-benar setara yang saling menunjuk satu sama lain. Ini bebas diberi simbol px, py dan pz. Ini hanya untuk kenyamanan; arah x, y, dan z berubah secara konstan ketika atom jatuh di dalam ruang.

Gambar 3: Elektron hidrogen - orbital 2p
Gambar 3: Elektron hidrogen – orbital 2p

Orbital p pada tingkat energi kedua disebut 2px, 2py dan 2pz. Ada orbital serupa di tingkat berikutnya: 3px, 3py, 3pz, 4px, 4py, 4pz, dan seterusnya. Semua level kecuali untuk level pertama memiliki orbital p. Pada tingkat yang lebih tinggi lobus lebih memanjang, dengan tempat yang paling mungkin untuk menemukan elektron lebih jauh dari nukleus.

Orbital d dan f

Selain orbital s dan p, ada dua set orbital lain yang tersedia bagi elektron untuk menghuni pada tingkat energi yang lebih tinggi. Pada tingkat ketiga, ada satu set orbital d (dengan bentuk dan nama yang rumit) serta orbital 3s dan 3p (3px, 3py, 3pz). Di tingkat ketiga ada sembilan orbital total. Pada tingkat keempat, juga orbital 4s dan 4p dan 4d ada tujuh orbital f tambahan, menambahkan hingga 16 orbital secara keseluruhan. Orbital s, p, d, dan f kemudian tersedia di semua tingkat energi yang lebih tinggi.

Memasukkan elektron ke dalam orbital

Atom dapat digambarkan sebagai rumah yang sangat aneh (agak piramida terbalik), dengan inti yang hidup di lantai dasar, dan kemudian berbagai ruangan (orbital) di lantai yang lebih tinggi ditempati oleh elektron. Di lantai pertama hanya ada 1 kamar (orbital 1s); di lantai dua ada 4 kamar (orbital 2s, 2px, 2py, dan 2pz); di lantai tiga ada 9 kamar (satu orbital 3s, tiga orbital 3p dan lima orbital 3d); dan seterusnya. Namun, kamarnya tidak besar: setiap orbital hanya dapat menampung 2 elektron.

“Elektron-dalam-kotak”

Cara yang mudah untuk menunjukkan orbital tempat elektron hidup adalah dengan menggambar “elektron-dalam-kotak”. Orbit dapat direpresentasikan sebagai kotak dengan elektron yang digambarkan dengan panah. Seringkali panah atas dan panah bawah digunakan untuk menunjukkan bahwa elektron berbeda. Kebutuhan semua elektron dalam atom berbeda berasal dari teori kuantum. Jika elektron menghuni orbital yang berbeda, mereka dapat memiliki sifat yang identik, tetapi jika keduanya berada dalam orbital yang sama harus ada perbedaan di antara mereka. Teori kuantum menempatkan mereka sifat yang dikenal sebagai “putaran,” diwakili oleh arah panah menunjuk.

Orbital 1s yang memegang 2 elektron ditarik seperti yang diperlihatkan di sebelah kanan, tetapi dapat ditulis lebih cepat seperti 1s2. Ini dibaca sebagai “satu s dua,” bukan sebagai “satu s kuadrat.” Jangan bingung tingkat energi dengan jumlah elektron dalam notasi ini.

Prinsip Aufbau: urutan pengisian orbital

Aufbau adalah kata dalam bahasa Jerman yang berarti bangunan atau konstruksi. Bergerak dari satu atom ke atom berikutnya dalam tabel periodik, struktur elektron atom berikutnya dapat ditentukan dengan memasang elektron ekstra ke dalam orbital berikutnya yang tersedia. Elektron mengisi orbital energi rendah (lebih dekat dengan nukleus) sebelum mereka mengisi orbital berenergi lebih tinggi. Jika ada pilihan antara orbital dengan energi yang sama, mereka mengisi orbital secara tunggal sejauh mungkin sebelum berpasangan.

Pengisian orbital ini secara tunggal jika memungkinkan dikenal sebagai aturan Hund. Ini hanya berlaku untuk orbital dengan energi yang persis sama (seperti orbital p, misalnya), dan membantu meminimalkan tolakan antar elektron sehingga membuat atom lebih stabil. Diagram (bukan untuk skala) merangkum energi orbital hingga tingkat 4p yang perlu Anda ketahui ketika Anda menggunakan Prinsip Aufbau.

Perhatikan bahwa orbital s selalu memiliki energi yang sedikit lebih rendah daripada orbital p pada tingkat energi yang sama, sehingga orbital s selalu terisi dengan elektron sebelum orbital p yang sesuai melakukannya. Keanehannya adalah posisi orbital 3d. Mereka berada pada level yang sedikit lebih tinggi dari 4s, sehingga orbital 4s mengisi terlebih dahulu, diikuti oleh semua orbital 3d dan kemudian orbital 4p.

Related Posts

This Post Has One Comment

Comments are closed.