Sobat Materi Kimia SMA telah mengetahui bahwa bentuk
orbital ditentukan oleh bilangan kuantum azimut. 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 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
|
Apakah sobat Materi Kimia SMA
bisa memahami materi Bentuk Orbital ini? Sobat
jangan pusing dulu ya, hehe, karena sobat akan mempelajari materi kimia kelas X
selanjutnya, yaitu Konfigurasi Elektron