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 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 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