Spektrum atom dan tingkat-tingkat energi

Pada pertengahan abad ke-19, studi tentang spektra cahaya yang dipancarkan dari pembakaran dan lecutan listrik pada gas telah menunjukkan karakteristik spektra atom dari unsur kimia. Pada masa awal abad ke-20, studi terhadap struktur dalam suatu atom telah berk embang dan menjelaskan mekanisme dari karakteristik spektra atom.
Lecutan listrik pada gas hidrogen memberikan spektrum atom hidrogen yang berupa garis-garis yang terang yang membentuk sebuah deret yang terdiri dari 4 panjang gelombang pada daerah cahaya tampak (400 ~ 800 nm); nilai panjang gelombang yang dikoreksi terhadap vakum adalah λ1 = 656,47 nm, λ2 = 486,28 nm, λ3 = 434,17 nm, λ4 = 410,29 nm. Pada tahun 1885, Balmer menemukan rumus berikut (Rumus Balmer), yang memenuhi panjang gelombang garis cahaya terang dari spektra.
(1.13)
Dengan λk adalah panjang gelombang dari garis ke-k untuk k = 1 ~ 4 dalam spktrum cahaya tampak dan garis-garis untuk k = 5 juga dapat diamati pada daerah ultraviolet. Sebuah deret garis spektral yang berhubungan dengan persamaan (1.13) disebut sebagai deret Balmer yang akan berkovergensi pada a = 3647 nm ketika k → ∞. Beberapa deret yang lain (Tabel 1.2) juga diamati pada daerah infra merah dan ultra violet. Deret-deret ini diketahui secara bersama-sama akan memenuhi rumus berikut (Rumus Rydberg).
(1.14)
Di sini m dan n adalah bilangan bulat positif, yang berkaitan dengan suatu garis spektral tertentu dan R adalah konstanta Rydberg. Rumus Rydberg ini dapat diaplikasikan tidak hanya pada garis spektra emisi akan tetapi juga pada spektra serapan (absorpsi), yang diamati sebagai hilangnya intensitas cahaya setelah melalui sampel.
Tabel 1.1 Fungsi kerja W untuk berbagai logam
Tabel 1.2 Deret garis spektral dari atom hidrogen
Contoh 1.7. Dengan menggunakan rumus Balmer dengan konstanta a = 364.7 nm dan dibandingkan dengan rumus Rydberg, tentukan konstanta Rydberg, R.
(Jawaban). Dengan merubah persamaan (1.14) menjadi persamaan yang memiliki bentuk yang sama dengan persamaan (1.13) kita akan mendapatkan
Sebuah perbandingan dengan persamaan ini terhadap persamaan (1.13) akan diketahui bahwa n = 2, m = k + 2 dan
Sehingga kita akan memperoleh
Marilah kita meninjau pentingnya rumus Rydberg berdasarkan teori kuantum yang diperkenalkan oleh Planck dan Einstein. Hakekat dari proses absorpsi atau emisi cahaya (gelombang elektromagnetik) adalah sebuah proses yang memberikan atau menerima foton hv, di mana hukum kekekalan energi selalu harus dipenuhi. Dengan mengalikan pada kedua sisi di persamaan (1.14) dengan hc dan dengan menggunakan hubungan c = vλ, energi foton hv yang terlibat pada saat penyerapan dan pemancaran cahaya dapat dinyatakan sebagai perbedaan antara dua suku berikut
(1.15)
Dalam hubungannya dengan interpretasi efek fotolistrik yaitu bahwa keseimbangan e nergi dari sebuah elektron adalah sama dengan hv, setiap suku baik dikiri maupun dikanan pada persamaan (1.15) berkaitan dengan energi dari keadaan elektron sebelum atau sesudah proses penyerapan atau pemancaran cahaya. Dikarenakan energi sebuah elektron yang ditangkap dalam material adalah negatif sebagaimana dalam kasus pada persamaan (1.10), sebuah rumus untuk tingkat energi dari sebuah elektron dalam atom hidrogen dapat diperoleh sebagai berikut,
(1.16)
Di mana n adalah bilangan bulat positif 1, 2, 3,…. Dengan menggunakan persamaan ini untuk tingkat-tingkat energi, persamaan (1.15) dapat diperluas dalam bentuk sebagai berikut dengan asumsi bahwa En > Em.
(1.17)
Gambar 1.7 Penyerapan dan pemancaran cahaya dan kondisi dari frekuensi Bohr.
Sebagaimana ditunjukkan oleh anak panah pada Gambar 1.7, pada saat penyerapan cahaya sebuah elektron akan terangkat dari tingkat energi yang lebih rendah ke tingkat energi yang lebih tinggi dan pada saat pelepasan cahaya sebuah elektron akan turun dari tingkat energi yang lebih tinggi ke tingkat yang lebih rendah. Persamaan (1.17) akan menjadi persamaan berikut untuk frekuensi v.
(1.18)
Persamaan ini pertama kali diusulkan oleh N.H.D. Bohr pada tahun 1913 dan disebut sebagai kondisi frekuensi Bohr. Sekarang marilah kita memperhatikan arti dari persamaan (1.16) dan Gambar 1.7. Tingkat keadaan elektron pada n = 1 adalah tingkat energi terendah dan disebut sebagai keadaan dasar. Tingkat yang lebih tinggi n ≥ 2 disebut sebagai keadaan tereksitasi. Dalam tingkat n → ∞ energi elektron menjadi 0, dan elektron akan dilepaskan dari gaya tarik-menarik oleh inti. Hal ini berkaitan dengan keadaan ionik (keadaan terionisasi) di mana sebuah proton dan sebuah elektron pada atom dipisahkan pada jarak tak berhingga. Karenanya pula keadaan terionisasi dari sebuah atom hidrogen WH diberikan oleh persamaan berikut ini.
(1.19)
Contoh 1.8. Dengan menggunakan nilai dari konstanta Rydberg R yang diperoleh dari persamaan dalam contoh 1.7, dapatkan energi ionisasi dari atom hidrogen WH dalam satuan J, eV dan J.mol-1.
(Jawaban) Persamaan (1.19) memberikan WH = Rhcdan kita mendapatkan

Untuk 1 mol,

Gambar 1.8 Tingkat energi dan spektra dari atom hidrogen.
Pada tahun 1911, E. Rutherford mengusulkan sebuah model dari struktur atom yang didasarkan pada studi eksperimen tentang partikel α (aliran atom helium) yang dihamburkan oleh lembaran tipis logam seperti lembaran tipis emas. Pada model ini, sebuah atom hidrogen terdiri atas sebuah proton dan sebuah elektron yang berkeliling di sekitar proton.
Gambar 1.9 Model atom Bohr.
Bohr berhasil menurunkan persamaan untuk tingkat energi dari atom hidrogen pada tahun 1913 dengan memperkenalkan suatu ide baru dalam sistem fisis dari sebuah elektron yang bergerak di sekitar proton pada jarak yang konstan dengan radius r. Gerak m elingkar dari sebuah elektron dengan kecepatan v di sekitar sebuah proton dengan radius r memberikan persamaan berikut yang menghubungkan gaya listrik dari hukum Coulomb dan gaya sentripetal dari gerak melingkar.
(1.20)
Di sini, bagian sisi kiri dari persamaan di atas adalah gaya Coulomb dan bagian sisi kanan adalah gaya sentripetal. Secara umum, gaya sama dengan (masa) x (percepatan), berdasarkan hukum Newton tentang gerak. Dalam kasus ini, masa adalah masa elektron m, dan gaya sentripetal adalah v2/ r . Bohr mengasumsikan sebuah kondisi kuantum yang meminta sebuah produk operasi antara momentum (masa, m x kecepatan, v) dengan keliling lingkaran (2πr) sebagai perkalian konstanta Planck, h dengan bilangan bulat.
(1.21)
Jika kondisi ini tidak dipenuhi, sistem tidak akan dapat berada pada kondisi yang stabil. Dari persamaan (1.20) dan (1.21), radius dari orbit lingkaran dalam keadaan stasioner diturunkan sebagai berikut,
(1.22)
Di sini, aB = ε0 h2 / πme2adalah radius orbital dalam keadaan stasioner pada n = 1 dan disebut sebagai radius Bohr. Nilai dari aB adalah 5.292 x 10-11 m dan jarak ini dapat ditinjau sebagai ukuran dari sebuah atom hidrogen. Energi total E dari sebuah elektron adalah penjumlahan dari energi kinetik mv2/2 dan energi potensialnya U. Energi potensial U(r) dari sebuah elektron di bawah pengaruh gaya Coulomb dalam suku sisi kiri pada persamaan (1.20) dapat diperoleh sebagai berikut. Energi potensial pada jarak tak berhingga U(∞) diambil sama dengan 0 sebagai energi referensi. Kemudian kerja yang diperlukan untuk memindahkan elektron dari jarak r ke jarak tak berhingga terhadap gaya tarik-menarik Coulomb adalah sama dengan U (∞) – U (r )
Dengan menggunakan persamaan (1.20), persamaan energi diperoleh menjadi
Dengan mensubstitusi persamaan (1.22) untuk r, kita mendapatkan sebuah persamaan untuk tingkat energi ke-n, En sebagai berikut
(1.23)
Dengan melakukan perbandingan antara persamaan ini dan persamaan (1.16) kita memperoleh perhitungan teoritis dari konstanta Rydberg, R.
(1.24)

Jasa dan Layanan Parungkuda Management

  • 50 Iklan Baris Indonesia Submission
  • 100 Iklan Baris Indonesia Submission
  • 150 Iklan Baris Indonesia Submission
  • 200 Iklan Baris Indonesia Submission
  • 250 Iklan Baris Indonesia Submission
  • 300 Iklan Baris Indonesia Submission
  • 350 Iklan Baris Indonesia Submission
  • 400 Iklan Baris Indonesia Submission
  • 450 Iklan Baris Indonesia Submission
  • 500 Iklan Baris Indonesia Submission
  • Pulsa Elektrik PPOB
  •