PEMBAHASAN MATERI ORBITAL S, P, D

June 23, 2019 No comments
A.    Orbital s
Orbital yang paling sederhana adalah orbital s. setiap sub kulit terdiri atas 1 buah orbital yang berisi 2 elektron. 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.

 
B.    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.
 
C.    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.
Jadi, kesimpulannya 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 Stem- Gerlach
Secara lengkap, peluang keberadaan elektron dalam atom dapat dilihat 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
0
–1, 0, +1
–2,–1, 0, +1, +2
4s
4p
4d
+½, –½
+½, –½
+½, –½
2
6
10

No comments :

Post a Comment

Subscribe to: Post Comments ( Atom )