Materi ikatan dan unsur

Ikatan dan unsur

A.  Ikatan Kimia

   Ikatan kimia adalah sebuah proses fisika yang bertanggung jawab dalam interaksi gaya tarik menarik antara dua atom atau molekul yang menyebabkan suatu senyawa diatomik atau poliatomik menjadi stabil. Penjelasan mengenai gaya tarik menarik ini sangatlah rumit dan dijelaskan oleh elektrodinamika kuantum. Dalam praktiknya, para kimiawan biasanya bergantung pada teori kuantum atau penjelasan kualitatif yang kurang kaku (namun lebih mudah untuk dijelaskan) dalam menjelaskan ikatan kimia. Secara umum, ikatan kimia yang kuat diasosiasikan dengan transfer elektron antara dua atom yang berpartisipasi. Ikatan kimia menjaga molekul-molekul, kristal, dan gas-gas diatomik untuk tetap bersama. Selain itu ikatan kimia juga menentukan struktur suatu zat.

Kekuatan ikatan-ikatan kimia sangatlah bervariasi. Pada umumnya, ikatan kovalen dan ikatan ion dianggap sebagai ikatan "kuat", sedangkan ikatan hidrogen dan ikatan van der Waals dianggap sebagai ikatan "lemah". Hal yang perlu diperhatikan adalah bahwa ikatan "lemah" yang paling kuat dapat lebih kuat daripada ikatan "kuat" yang paling lemah.

1. Ikatan Antar Atom

I     a. katan Ion

Google Image - Pengertian, Jenis - Jenis Ikatan Kimia serta Contohnya Lengkap

Ikatan ion adalah ikatan yang terbentuk karena adanya gaya tarik menarik elektro statis antara ion ositif dan ion negatif.ikatn ini terjadi antara unsur logam dan unur nonlogam. Senyawa yang berikatan ion disebut dengan senyawa ionik. Ciri – ciri senyawaionik yaitu:

a.       Mempunyai titik didih dan titik leleh tinggi;

b.      Pada suhu kamar berbentuk padat;

c.       Dalam keadaan murni bersifat konduktor.

Contoh ikatan ion antara lain: NaCl, NaF, KI dan lain – lain.

b.  Ikatan Kovalen

Google Image - Pengertian, Jenis - Jenis Ikatan Kimia serta Contohnya Lengkap

Ikatan kovalen adalah ikatan yang terbentuk karena penggunaan bersama pasangan elektron oleh dua atom yang saling berikatan. Ikatan ini terjadi antara unsur nonlogam dengan unsur nonlogam. Senyawa yang berikatan kovalen disebut senyawa kovalen. Ciri – ciri senyawa kovalen yaitu:

a.       Dalam keadaan murni bersifat isolator;

b.      Mempunyai 3 wujud yaitu padat, cair, dan gas;

c.       Mempunyai titik didih dan titik leleh rendah.

Contoh ikatan kovalen yaitu: NH3, CH4, PCl5, dan lain – lain.

c. Ikatan logam

Ikatan logam adalah salah satu ikatan kimia yang terjadi akibat gaya tarik elektrostatik antara elektron (awan elektron) dan ion logam bermuatan positif (kation) pada masing-masing atom.
Logam membentuk struktur raksasa di mana elektron di kulit terluar atom bebas bergerak. Ikatan logam sangat kuat, sehingga logam dapat mempertahankan struktur yang teratur dan biasanya memiliki titik leleh dan titik didih yang tinggi.

Logam adalah konduktor listrik dan panas yang baik, karena elektron valensi pada logam bebas membawa muatan atau energi panas. Sifat lain dari logam adalah mudah ditempa dan lentur.           

2.ikatan molekul   

Gaya antarmolekul adalah gaya aksi di antara molekul-molekul yang menimbulkantarikan antarmolekul dengan berbagai tingkat kekuatan.

a. Ikatan Hidrogen

Ikatan hidrogen merupakan gaya tarik menarik antara atom H dengan atom lain yang mempunyai keelektronegatifan besar pada satu molekul dari senyawa yang sama. Ikatan hidrogen merupakan ikatan yang paling kuat dibandingkan dengan ikatan antar molekul lain, namun ikatan ini masih lebih lemah dibandingkan dengan ikatan kovalen maupun ikatan ion.

Ikatan hidrogen ini terjadi pada ikatan antara atom H dengan atom N, O, dan F yang memiliki pasangan elektron bebas. Hidrogen dari molekul lain akan bereaksi dengan pasangan elektron bebas ini membentuk suatu ikatan hidrogen dengan besar ikatan bervariasi. Kekuatan ikatan hidrogen ini dipengaruhi oleh beda keelektronegatifan dari atom-atom penyusunnya. Semakin besar perbedaannya semakin besar pula ikatan hidrogen yang dibentuknya.

Kekuatan ikatan hidrogen ini akan mempengaruhi titik didih dari senyawa tersebut. Semakin besar perbedaan keelektronegatifannya maka akan semakin besar titik didih dari senyawa tersebut. Namun, terdapat pengecualian untuk H₂O yang memiliki dua ikatan hidrogen tiap molekulnya. Akibatnya, titik didihnya paling besar dibanding senyawa dengan ikatan hidrogen lain, bahkan lebih tinggi dari HF yang memiliki beda keelektronegatifan terbesar.

b. Ikatan van der waals

Gaya van der waals merupakan ikatan  van der waals merupakan ikatan intermolekul . ikatan ini lebih kecil kekuatannya daripada ikatan intramolekul. Jika ikatannya lebih besar dari ikatan intramolekul maka molekul tidak stabil dan terdekomposisi, dan akan terjadi reaksi.

Gaya van der waals diprediksi dari :

·         Titik leleh

·         Titik didih

·         Perubahan entalpi fusi

·         Perubahan entalpi penguapan

Secara umum gaya van der waals terbagi menjadi 3 yaitu:

a.    Gaya antarmolekul polar (gaya elektrostatis) yaitu molekul ionic dengan molekul ionic dan dipol permanen dengan dipol permanen.

b.   Gaya antarmolekul nonpolar (gaya disperse/London) yaitu interaksi antara dipol sementara dengan dipole terinduksi (https://ajmainchemistry.files.wordpress.com/2014/04/modul-ikatan-antar-molekul.pdf)

c.    Ikatan hidrogen disebabkan oleh gaya tarik-menarik antara atom hidrogen dari molekul yang satu dengan atom molekul lain yang sangat elektronegatif (F, O, atau N).

(http://www.pelajaransekolahonline.com/2016/31/penjelasan-gaya-van-der-waals-dan-ikatan-hydrogen.html)

B. Faktor Geometrik

Faktor Geometri atau sering dilambangkan dengan “k” merupakan besaran yang penting dalam pendugaan tahanan jenis vertikal maupun horizontal. Besaran ini tetap untuk kepentingan eksplorasi dapat diperoleh berbagai variasi nilai tahanan jenis terhadap kedalaman. Hasil pengukuran dilapangan sesudah dihitung nilai tahanan jenisnya merupakan fungsi dari konfigurasi elektroda dan berkaitan dengan kedalaman penetrasinya . semakin panjang rentang antar elektroda, semakin dalam penetrasi arus yang diperoleh yang t . semakin panjang rentang antar elektroda, semakin dalam penetrasi arus yang diperoleh yang tentu juga sangat ditentukan oleh kuat arus yang dialirkan melalui elektroda arus

      ->  Jari-Jari ionik

Jari-jari ion atau radius ion, r_ion, adalah jari-jari suatu ion atom. Meskipun atom maupun ion tidak memiliki batas yang tegas, mereka seringkali dianggap sebagai bola keras dengan jari-jarinya adalah jumlah jari-jari kation dan anion yang memberi jarak antar ion dalam kisi kristal. Jari-jari ion biasanya dinyatakan dalam satuan pikometer (pm) maupun Ångström (Å), dengan 1 Å = 100 pm. Nilai yang umum berada pada kisaran 30 pm (0.3 Å) hingga lebih dari 200 pm (2 Å). Jari-Jari Ionik

jari-jari ionSunting

X−	NaX	AgX
F	464	492
Cl	564	555
Br	598	577
Parameter sel satuan (dalam pm, sama dengan dua kali panjang ikatan M–X) untuk natrium dan perak halida. Semua senyawa mengkristal dengan struktur NaCl.

Jari-jari atom dan ion relatif. Atom netral diberi warna abu-abu, kation berwarna merah, dan anion berwarna biru.

Ion dapat lebih besar maupun lebih kecil daripada atom netral, tergantung pada muatan listrik ion. Ketika atom kehilangan sebuah elektron untuk membentuk kation, elektron lainnya yang tertinggal lebih tertarik mendekat ke inti, dan jari-jari ion menjadi lebih kecil. Analog dengan hal tersebut, ketika elektron ditambahkan ke suatu atom untuk membentuk anion, elektron yang ditambahkan meningkatkan ukuran awan elektron melalui tolakan antar elektron (interelectronic repulsion).

     -> Entalpi kisi

Walaupun kestabilan kristal dalam suhu dan tekanan tetap bergantung pada perubahan energi bebas Gibbs pembentukan kristal dari ion-ion penyusunnya, kestabilan suatu kristal ditentukan sebagian besar oleh perubahan entalpinya saja. Hal ini  disebabkan oleh sangat eksotermnya pembentukan kisi, dan suku entropinya sangat kecil (lihat bagian 3.1). Entalpi kisi,  ∆H_L, didefinisikan sebagai perubahan entalpi standar reaksi dekomposisi kristal ionik menjadi ion-ion gasnya (s adalah solid, g adalah gas and L adalah kisi (lattice)).

MX(s) → M⁺(g) + X^- (g)   ∆H_L

Entalpi kisi secara tidak langsung dihitung dari nilai perubahan entalpi dalam tiap tahap menggunakan siklus Born-Haber Yakni, suatu siklus  yang dibentuk dengan menggunakan data entalpi; entalpi pembentukan standar kristal ion dari unsur-unsurnya,  ∆H_f, entalpi sublimasi padatan elementernya, entalpi atomisasi yang berhubungan dengan entalpi disosiasi molekul elementer gasnya,  ∆H_atom, entalpi ionisasi yakni jumlah entalpi ionisasi pembentukan kation dan entalpi penangkapan elektron dalam pembentukan anion, ∆Η_ion.

      -> Tetapan Madelung

Energi potensial Coulomb total antar ion dalam  senyawa ionik yang terdiri atas ion A dan B adalah penjumlahan energi potensial Coulomb interaksi ion individual, Vab.  Karena lokasi ion-ion dalam kisi kristal ditentukan oleh tipe struktur, potensial Coulomb total antar ion dihitung dengan menentukan jarak antar ion d. A adalah tetapan Madelung  yang khas untuk tiap struktur kristal.

N_A adalah tetapan Avogadro dan  z_A dan  z_B adalah muatan listrik kation dan anion.  Interaksi elektrostatik antara ion-ion yang bersentuhan merupakan yang terkuat, dan tetapan Madelung biasanya menjadi lebih besar bila bilangan koordinasinya meningkat.  Sebab muatan listrik mempunyai tanda yang berlawanan, potensialnya menjadi negatif, menunjukkan penstabilan yang menyertai pembentukan kisi kristal dari ion-ion fasa gas yang terdispersi baik. Walaupun potensial listrik terendah biasanya menghasilkan struktur paling stabil, namun ini  tidak selalu benar sebab ada interaksi lain yang harus dipertimbangkan.

Faktor terbesar selanjutnya yang berkontribusi pada entalpi kisi adalah gaya van der Waals, dan gaya dispersi atau  interaksi London.  Interaksi ini bersifat tarikan antara dipol listrik, yang berbanding terbalik dengan pangkat 6 jarak antar ion. Gaya van der Waals nilainya sangat kecil.

     ->Struktur kristal Logam

Kebanyakan bahan logam mempunyai tiga struktur kristal:

1.Face Cetered Cubic (FCC)  

• Gambar 2a menunjukkan model bola pejal sel satuan FCC,
• Gbr 2b: pusat-pusat atom digambarkan dengan bola padat kecil
• Sel satuan FCC yang berulang dalam padatan kristalin sama seperti yang ditunjukkan pada Gambar 1.

• Struktur FCC mempunyai sebuah atom pada pusat semua sisi kubus dan sebuah atom pada setiap titik sudut kubus. Beberapa logam yang memiliki struktur kristal FCC yaitu tembaga, aluminium, perak, dan emas (lihat Tabel 1).
• Sel satuan FCC mempunyai empat (4) buah atom, yang diperoleh dari jumlah delapan seperdelapan-atom pada delapan titik sudutnya plus enam setengah-atom pada enam sisi kubusnya (8 1/8  + 6 1/2).
• Atom-atom atau inti ion bersentuhan satu sama lain sepanjang diagonal sisi. Hubungan panjang sisi kristal FCC, a, dengan jari-jari atomnya, R, ditunjukkan oleh persamaan berikut:

Faktor tumpukan atom (atomic packing factor, APF) adalah fraksi volum dari sel satuan yang ditempati oleh bola-bola padat, seperti ditunjukkan oleh persamaan berikut:

 2.Body Centered Cubic (BCC)

 

Struktur kristal kubus berpusat badan (BCC): (a) gambaran model bola pejal sel satuan BCC, (b) Sel satuan BCC digambarkan dengan bola padat kecil, (c) Sel satuan BCC yang berulang dalam padatan kristalin

• Logam–logam dengan struktur BCC mempunyai sebuah atom pada pusat kubus dan sebuah atom pada setiap titik sudut kubus
• Sel satuan BCC mempunyai dua (2) buah atom, yang diperoleh dari jumlah delapan seperdelapan atom pada delapan titik sudutnya plus satu atom pada pusat kubus (8 1/8 + 1).
• Atom-atom atau inti ion bersentuhan satu sama lain sepanjang diagonal ruang. Hubungan panjang sisi kristal BCC, a, dengan jari-jari atomnya, R, diberikan sebagai berikut:

 Tiap atom dalam sel satuan BCC ini dikelilingi oleh delapan (8) atom tetangga (lihat Gambar 3a), sebagai akibatnya bilangan koordinasi struktur BCC adalah 8.Karena struktur BCC mempunyai bilangan koordinasi lebih kecil dibandingkan dengan bilangan koordinasi FCC, maka faktor tumpukan atom struktur BCC, yang bernilai 0.68, adalah juga lebih kecil dibandingkan dengan faktor tumpukan atom FCC.

3.Hexagonal Close Packed (HCP)

Gambar Struktur kristal heksagonal tumpukan padat (HCP): (a) sel satuan HCP digambarkan dengan bola padat kecil, (b) sel satuan HCP yang berulang dalam padatan kristalin.

• Ciri khas logam–logam dengan struktur HCP adalah setiap atom dalam lapisan tertentu terletak tepat diatas atau dibawah sela antara tiga atom pada lapisan berikutnya
• Sel satuan HCP mempunyai enam (6) buah atom, yang diperoleh dari jumlah dua-belas seperenam-atom pada dua belas titik sudut lapisan atas dan bawah plus dua setengah-atom pada pusat lapisan atas dan bawah plus tiga atom pada lapisan sela/tengah (12 1/6 + 2  1/2 + 3).
• Jika a dan c merupakan dimensi sel satuan yang panjang dan pendek (lihat Gambar 4), maka rasio c/a umumnya adalah 1.633. Akan tetapi, untuk beberapa logam HCP, nilai rasio ini berubah dari nilai idealnya.
• Bilangan koordinasi struktur HCP dan faktor tumpukannya sama dengan struktur FCC, yaitu 12 untuk bilangan koordinasi dan 0.74 untuk faktor tumpukan.

Daftar Pustaka

https://id.m.wikipedia.org/wiki/Ikatan_kimia
https://www.siswapedia.com/ikatan-kimia-ikatan-ion-ikatan-logam-ikatan-kovalen/
http://rizkaayumelykhatun.blogspot.com/2014/12/gaya-antar-molekul.html?m=1
https://id.m.wikipedia.org/wiki/Jari-jari_ion
http://sersan-mulyono.blogspot.com/2011/10/entalpi-kisi-dan-tetapan-madelung.html?m=1
https://www.sridianti.com/struktur-kristal-logam.html

Partikel penyusun atom

A. Proton
Eugen Goldstein pada tahun 1886 melakukan percobaan dengan memodifikasi tabung sinar katode yang ditemukan oleh William Crookes dengan cara melobangi lempeng katode. Dari percobaan ini ditemukan bahwa gas yang berada di belakang katode menjadi berpijar. Hal ini berarti radiasi dari anode menembus lempengan katode melalui lubang yang sebelumnya telah dibuat.

1. 1. Sifat sinar anode ini yaitu:
      Merupakan radiasi partikel karena mampu memutar baling-baling.
   2. Radiasi ini bila dibelokkan menggunakan medan magnet, maka akan menuju ke kutub magnet negatif. Itu artinya radiasi sinar ini bermuatan positif (itulah sebabkan kemudian dinamakan anode yang kemudian dinamakan proton).
   3. Partikel sinar anode bergantung pada jenis gas yang ada di dalam tabung.

Massa proton terkecil diperoleh pada atom Hidrogen yaitu Massa 1 proton = 1 sma = 1,66 × 10-24 gram dengan muatan 1 proton = +1 = 1,6 × 10-19 C.

B. Elektron

Joseph John Thomson pada tahun 1897 melakukan percobaan dengan menggunakan tabung sinar katode. Terdapat dua plat elektroda dimana salah satu plat logam yang terdapat pada ujung tabung berfungsi sebagai katoda. Kedua plat ini dimasukkan ke dalam tabung kaca bertekanan rendah kemudian dialirkan listrik bertegangan tinggi hingga mampu melepas elektron dari katoda ke anoda. Sinar katoda tidak dapat kita lihat menggunakan mata telanjang namun kita bisa mengetahui bahwa sinar ini ada dari berpenjarnya lapisan tabung kaca bagian dalam akibat adanya benturan antara elektron dengan dinding tabung. Atau kita bisa melihatnya jika sinar katoda kita benturkan ke layar ber-fluoresensi (layar yang dapat berpendar) setelah terlebih dahulu kita beri lubang pada plat logam anoda. Seperti gambar di bawah ini.

(Brown & LeMay, 1977)

Dari hasil percobaannya ditemukan sifat sinar katode yaitu:

1. 1. Merupakan radiasi partikel karena mampu memutar baling-baling.
   2. Radiasi ini bila dibelokkan menggunakan medan magnet, maka akan menuju ke kutub magnet positif. Itu artinya sinar katode bermuatan negatif.
   3. Partikel katoda merambat tegak lurus dari lempengan katode menuju anode.
   4. Sinar katoda tidak tergantung pada jenis plat logam yang digunakan.
   5. Sinar katoda dapat kita buat dengan listrik tegangan tinggi.

Dari sifat inilah kemudian oleh J.J Thomson menamakan partikel penyusun atom bermuatan negatif ini sebagai elektron. Setelain ini J.J Thomson juga menemukan perbandingan muatan elektron terhadap massa yaitu 1,76 × 108 C/g yang kemudian pada tahun 1909, Robert Millikan berhasil menemukan besarnya muatan sebuah elektron yaitu 1,6 × 10-19 C. Dengan demikian, maka kita peroleh massa 1 elektron sebesar 9,1095×10-31 Kg.

C. Neutron

Setelah ditemukan adanya proton di dalam inti atom, didapati bahwa ternyata massa inti atom selalu lebih besar daripada proton. Darisinilah kemudian para peneliti berpendapat bahwa ada partikel lain di dalam inti (selain proton) yang muatannya netral.
W. Bothe dan H. Becker pada tahun 1930 melakukan penembakan menggunakan partikel alpha (α) ke inti atom berilium. Ditemukan adanya radiasi partikel yang memiliki daya tembus besar. Dua tahun sesudahnya yaitu tahun 1932, James Chadwick melakukan penelitian lebih lanjut dimana ditemukan bahwa partikel tersebut bermuatan netral dan memiliki massa hampir sama dengan partikel proton (bermuatan positif). Partikel ini kemudian dinamakan sebagai neutron.

Bilangan Kuantum

Bilangan kuantum (dalam fungsi gelombang) adalah bilangan yang memiliki makna khusus dalam menjelaskan keadaan sistem kuantum. Bilangan-bilangan kuantum dapat memberikan deskripsi keadaan elektron dalam atom.

Bilangan kuantum (bahasa Inggris: Quantum number) adalah bilangan yang menyatakan kedudukan atau posisi elektron dalam atom yang diwakili oleh suatu nilai yang menjelaskan kuantitas kekal dalam sistem dinamis. Bilangan kuantum menggambarkan sifat elektron dalam orbital.^[1]

Bilangan kuantum menentukan tingkat energi utama atau jarak dari inti, bentuk orbital, orientasi orbital, dan spin elektron. Setiap sistem kuantum dapat memiliki satu atau lebih bilangan kuantum.^[2]

Bilangan kuantum merupakan salah satu ciri khas dari model atom mekanika kuantum atau model atom modern yang dicetuskan oleh Erwin Schrödinger. Dalam mekanika kuantum, bilangan kuantum diperlukan untuk menggambarkan distribusi elektron dalam atom hidrogen dan atom-atom lain. Bilangan-bilangan ini diturunkan dari penyelesaian matematis persamaan Schrödinger untuk atom hidrogen.

Sunting

Bilangan kuantum utama (primer) digunakan untuk menyatakan tingkat energi utama yang dimiliki oleh elektron dalam sebuah atom. Bilangan kuantum utama tidak pernah bernilai nol. Bilangan kuantum utama dapat mempunyai nilai semua bilangan positif, yaitu 1,2,3,4 dan seterusnya. Sedangkan kelopak atom dinyatakan dengan huruf K,L,M,N dan seterusnya.

Kulit	K	L	M	N
Nilai n	1	2	3	4

contoh:

n=1 elektron berada pada kelopak K;

n=2 elektron berada pada kelopak L;

n=3 elektron berada pada kelopak M;

n=4 elektron berada pada kelopak N; dan seterusnya

Bilangan kuantum utama juga berhubungan dengan jarak rata-rata elektron dari inti dalam orbital tertentu. Semakin besar n, semakin besar jarak rata-rata elektron dalam orbital tersebut dari inti dan oleh karena itu semakin besar orbitalnya.

Sunting

Bilangan kuantum azimut sering disebut bilangan kuantum anguler (sudut). Energi sebuah elektron berhubungan dengan gerakan orbital yang digambarkan dengan momentum sudut. Momentum sudut tersebut dikarakterisasi menggunakan bilangan kuantum azimut. Bilangan azimut menyatakan bentuk suatu orbital dengan simbol  "huruf L kecil". Bilangan kuantum azimut juga berhubungan dengan jumlah subkelopak. Nilai ini menggambarkan subkelopak yang dimana elektron berbeda. Untuk subkelopak s, p, d, f bilangan kuantum azimut berturut-turut adalah 0,1,2,3^[2].

Nilai bilangan kuantum azimut atau "" ini bergantung pada nilai bilangan kuantum utama atau "n" . Untuk nilain tertentu,  mempunyai nilai bilangan bulat yang mungkin dari 0 sampai (n-1). Bila n-1, hanya ada satu nilai  yakni . Bila n=2, ada dua nilai , yakni 0 dan 1. Bila n=3, ada tiga nilai , yakni 0,1, dan 2. Nilai-nilai  biasanya ditandai dengan huruf s, p, d, f... sebagai berikut:^[3]

	0	1	2	3
Nama orbital	s	p	d	f

Jadi bila =0, kita mempunyai sebuah orbital s; bila =1, kita mempunyai orbital f; dan seterusnya.

Sekumpulan orbital-orbital dengan nilai n yang sama seringkali disebut kulit. Satu atau lebih orbital dengan nilai n dan  yang sama dirujuk selalu subkelopak. Misalnya kelopak dengan n=2 terdiri atas 2 subkelopak, =0 dan 1 (nilai-nilai  yang diizinkan untuk n=2). Subkelopak-subkelopak ini disebut subkelopak 2s dan subkelopak 2p di mana 2 melambangkan nilai n, sedangan s dan p melambangkan nilai .Tabel di bawah ini menunjukkan keterkaitan jumlah kelopak dengan banyaknya subkelopak serta jenis subkelopak dalam suatu atom.

Jenis subkelopak	Jumlah orbital	Elektron maksimum
Subkelopak s	1 orbital	2 elektron
Subkelopak p	3 orbital	6 elektron
Subkelopak d	5 orbital	10 elektron
Subkelopak f	7 orbital	14 elektron

Sunting

Bilangan kuantum magnetik menyatakan tingkah laku elektron dalam medan magnet. Tidak adanya medan magnet luar membuat elektron atau orbital mempunyai nilai n dan l yang sama tetapi berbeda m. Namun dengan adanya medan magnet, nilai tersebut sedikit berubah. Hal ini dikarenakan timbulnya interaksi antara medan magnet sendiri dengan medan magnet luar^[2].

Bilangan kuantum magnetik ada karena momentum sudut elektron, gerakannya berhubungan aliran arus listrik. Karena interaksi ini, elektron menyesuaikan diri di wilayah tertentu sekitar inti. Daerah khusus ini dikenal sebagai orbital. Orientasi elektron di sekitar inti dapat ditentukan dengan menggunakan bilangan kuantum magnetik m ^[2].

Di dalam satu subkulit, nilai m bergantung pada nilai bilangan kuantum azimut/momentum sudut l. Untuk nilai l tertentu, ada (2l + 1) nilai bulat m sebagai berikut: -l, (-l + 1), ..., 0, ..., (+l - 1), +l

Bila l =0, maka m=0. Bila l =1, maka terdapat tiga nilai m yaitu -1,0,dan -1. Bila l =2, maka terdapat lima nilai m yaitu -2,-1,0,+1, dan +2. Jumlah m menunjukkan jumlah orbital dalam subkulit dengan nilai l tertentu.

Suntin

Bilangan kuantum spin menyatakan momentum sudut suatu partikel. Spin mempunyai simbol "s" atau sering ditulis dengan m_s (bilangan kuantum spin magnetik). Suatu elektron dapat mempunyai bilangan kuantum spin s = +1/2 atau -1/2^[1].

Nilai positif atau negatif dari spin menyatakan spin atau rotasi partikel pada sumbu. Sebagai contoh, untuk nilai s=+1/2 berarti berlawanan arah jarum jam (ke atas), sedangkan s=-1/2 berarti searah jarum jam (ke bawah). Diambil nilai setengah karena hanya ada dua peluang orientasi, yaitu atas dan bawah. Dengan demikian, peluang untuk mengarah ke atas adalah 50% dan peluang untuk ke bawah adalah 50%.

Macam-macam bentuk orbital

a. Orbital s

Orbital yang paling sederhana adalah orbital s. Setiap subkulit s terdiri atas 1 buah orbital yang berisi 2 elektron. Orbital s berbentuk bola simetri yang menunjukkan bahwa elektron memiliki kerapatan yang sama, jika jarak dari inti atom juga sama. Semakin jauh letak elektron dari inti atom, kerapatannya semakin rendah. Nilai bilangan kuantum utama suatu orbital memengaruhi ukuran orbital. Semakin besar nilai bilangan kuantum utama, ukuran orbitalnya juga semakin besar.

Gambar 2. Bentuk orbital s.

b. Orbital p

Bentuk orbital p seperti balon terpilin (cuping-dumbbell). Kepadatan elektron tidak tersebar merata, melainkan terkonsentrasi dalam dua daerah yang terbagi sama besar dan terletak pada dua sisi berhadapan dari inti yang terletak di tengah.

Subkulit p terdiri atas 3 orbital, tiap orbital mempunyai bentuk yang sama. Perbedaan ketiga orbital terletak pada arah, di mana terkonsentrasinya kepadatan elektron. Biasanya orbital p digambarkan menggunakan satu kumpulan sumbu x, y, dan z, sehingga diberi tanda px, py dan pz. 

Gambar 3. Bentuk orbital px py pz.

Pada subkulit p ini terdapat 3 nilai m (–1, 0, +1) sehingga terdapat 3 orientasi yang satu dan lainnya membentuk sudut 90 ^o. [1]

Gambar 4. Orbital p digambar menggunakan satu kumpulan sumbu xyz.

c. Orbital d

Orbital d memiliki 5 orbital dengan bentuk yang kompleks dan orientasi yang berbeda. Empat orbital pertama memiliki bentuk yang sama, sedangkan satu orbital memiliki bentuk yang berbeda. Kelima orbital itu adalah dxy, dxz, dyz, dx2y2, dan dz2.

Untuk lebih jelas, perhatikan gambaran orbital subkulit d di bawah ini.

Gambar 5. bentuk orbital dxy, dxz, dyz, dx2y2, dan dz2

Setiap orbital mempunyai 4 “lobe” kepadatan elektron. Adapun perbedaannya terletak pada arah berkumpulnya kepadatan elektron. Sementara itu, satu orbital lagi mempunyai bentuk berbeda, tetapi memiliki energi yang sama dengan keempat orbital d lainnya.

d. Orbital f

Orbital f mempunyai bentuk orbital yang lebih rumit dan lebih kompleks daripada orbital d. Setiap subkulit f mempunyai 7 orbital dengan energi yang setara. 

Gambar 6. Bentuk orbital f. [3]

Orbital f (mempunyai 7 orbital) dan dikelompokan menjadi tiga kelompok, yaitu : [1]

1) kelompok pertama : f_xyz

2) kelompok kedua : f_x(z² _{- y}²₎, f_y(z² _{- x}²₎, f_z(x² _{- y}²₎

3) kelompok ketiga : f_x³,  f_y³,  f_z³

Orbital ini hanya digunakan untuk unsur-unsur transisi yang letaknya lebih dalam.

Materi Kimia :

Distribusi kerapatan elektron dalam orbital 1s, 2s, dan 3s dalam suatu atom. Bila suatu area banyak titiknya menunjukkan kerapatan elektron tinggi. Sedangkan daerah dalam ruang dengan tidak adanya kebolehjadian ditemukan elektron disebut simpul.

Daftar Pustaka

https://id.m.wikipedia.org/wiki/Bilangan_kuantum
http://www.nafiun.com/2013/04/orientasi-dan-bentuk-orbital-s-p-d-f-elektron-bilangan-kuantum-atom.html?m=1
https://www.academia.edu/28441912/Partikel_Penyusun_Atom