Materi

19.10.14

Bentuk Orbital

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

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.

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 berikut.
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.

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-dx2, orbital-dxz , orbital-dxy , orbital-dyz , dan orbital-dx2-y2.
Orbital dxy, dxz, dyz, dan dx2y2 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 dx2y2 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 sobat lihat pada tabel berikut.
n
l
m
orbital
s
Jumlah maksimum elektron
1
0
0
1s
+½, –½
2
2
0
1
0
–1, 0, +1
2s
2p
+½, –½
+½, –½
2
6
3
0
1
2
0
–1, 0, +1
–2,–1, 0, +1, +2
3s
3p
3d
+½, –½
+½, –½
+½, –½
2
6
10
4
0
1
2
3
0
–1, 0, +1
–2,–1, 0, +1, +2
–3, –2,–1, 0, +1, +2, +3
4s
4p
4d
4f
+½, –½
+½, –½
+½, –½
+½, –½
2
6
10
14

Tidak ada komentar:

Posting Komentar