Nama : Yokhebed Fransisca No. Registrasi : 3315111296 Kelas : Pendidikan Kimia Reguler 2011

SPEKTRUM GARIS ATOM HIDROGEN

Atom hidrogen dengan satu elektron mempunyai spektrum paling sederhana.

Spektrum emisi atom hidrogen bebas dalam keadaan gas terdiri dari sejumlah deret garis -

garis spektrum dalam daerah inframerah, visible dan near ultraviolet.

Tabung sinar hidrogen adalah suatu tabung tipis berisi gas hidrogen pada tekanan

rendah dengan elektroda pada tiap ujungnya. Jika dilewatkan tegangan tinggi (5000 volt),

tabung akan menghasilkan sinar berwarna merah muda yang terang. Jika sinar tersebut

dilewatkan pada prisma atau kisi difraksi, sinar akan terpecah menjadi beberapa warna.

Warna yang tampak merupakan sebagian kecil dari spektrum emisi hidrogen. Sebagian

besar spektrum tak terlihat oleh mata karena berada pada daerah infra-merah atau ultra-

violet. Gambar berikut menunjukkan bagian dari tabung sinar katoda, bagian kanan gambar

merupakan tiga garis yang paling mudah dilihat pada daerah visible dari spektrum.

Hidrogen mengemisikan sinar ketika tereksitasi dengan adanya tegangan tinggi

karena ketika tak ada yang mengeksitasi, elektron hidrogen berada pada tingkat energi

pertama (tingkat yang paling dekat dengan inti). Tetapi jika atom diberikan energi, elektron

akan tereksitasi ke tingkat energi yang lebih tinggi atau bahkan dilepaskan dari atom.

Tegangan tinggi pada tabung sinar hidrogen menyediakan energi tersebut. Molekul

hidrogen awalnya pecah menjadi atom-atom hidrogen (sehingga disebut spektrum emisi

atom hidrogen) dan elektron kemudian berpindah ke tingkat energi yang lebih tinggi dengan

menyerap energi. Namun, elektron yang tereksitesi ke tingkat energi yang lebih tinggi

tersebut akan cenderung melepaskan energi lagi untuk kembali ke tingkat energi dasarnya.

Deret Balmer

Pada percobaan, spectrum cahaya dari atom hidrogen terlihat 4 garis dari cahaya

tampak, yaitu merah, cyan, biru dan violet. Keempat cahaya itu memiliki panjang gelombang

yang sesuai dengan emisi foton oleh transisi elektron tereksitasi ke tingkat kuantum yang

dijelaskan oleh bilangan kuantum utama, n = 2. Dengan frekuensi yang lebih tinggi, energi

sinar akan lebih tinggi. Jika suatu elektron turun dari tingkat-3 ke tingkat-2, tampak sinar

merah. Hal ini menyebabkan spektrum hidrogen berwarna merah, dengan menghitung

frekuensi sinar merah tersebut maka besarnya energi juga dapat dihitung. Energi tersebut

harus sama dengan perbedaan energi antara tingkat-3 dan tingkat-2 pada atom hidrogen.

Tingkat tak hingga menunjukkan energi tertinggi yang mungkin dari suatu elektron atom

hidrogen. Jika elektron melampaui energi tersebut elektron bukan lagi bagian dari atom.

Balmer sadar bahwa satu angka tunggal memiliki hubungan dengan setiap garis pada

spektrum hidrogen dalam daerah visible. Angka tersebut adalah 364.50682 nm. Dengan

angka ini, pada 1885 Balmer membuat rumus yang dapat digunakan untuk menentukan nilai

𝞴 garis absorpi atau emisi yang sulit ditentukan dengan alat spektroskopi pada zaman itu.

dengan B adalah nilai konstan yaitu 364.50682 nm, n bernilai 2 dan m bernilai m > n.

Terdapat juga bilangan dari deret Balmer yang menampilkan bagian ultraviolet

degnan panjang gelombang kurang dari 400 nm.

Pada tahun 1888, fisikawan Johannes Rydberg menyederhanakan persamaan Balmer

sehingga dapat diterapkan untuk memperkirakan panjang gelombang beberapa garis pada

spektrum emisi hidrogen.

Dimana λ adalah panjang gelombang cahaya absorbsi atau emisi dan RH adalah

konstanta Rydberg. Konstanta Rydberg terlihat pada persamaan Balmer adalah

dimana hasil akhirnya senilai dengan meter = 10,973,731.57

meter−1. Dan harga n untuk deret Balmer adalah n1=2. Berbagai kombinasi angka dapat

dimasukkan ke dalam rumus sehingga panjang gelombang dari suatu garis pada spektrum

emisi hidrogen dapat dihitung. Selain itu, terdapat kesamaan antara panjang gelombang

yang didapatkan dengan menggunakan rumus ini dengan yang diperoleh dari hasil analisis

spektrum aslinya.

Balmer juga meramalkan adanya sejumlah garis-garis spektrum yang pada waktu itu

belum ditemukan; garis-garis spektrum yang memenuhi persamaan di atas kemudian

disebut deret Balmer. Dalam kurun waktu kira-kira 40 tahun kemudian akhirnya ditemukan

beberapa deret garis lain yang mirip dengan deret Balmer. Deret baru ini kemudian diberi

nama sesuai dengan penemunya, yaitu Lyman (1906) pada daerah ultraviolet, Paschen

(1908) pada daerah inframerah-dekat, Brackett (1922) pada daerah inframerah, dan deret

Pfund (1923) pada daerah inframerah-jauh. Pada dasarnya, setiap deret menunjukkan pola

sebaran garis-garis yang cenderung konvergen dan melemah sejalan dengan makin

pendeknya panjang gelombang atau naiknya energi.

Pada tahun 1993, Niels Bohr membuat teori model atom yang membuktikan bahwa

spektrum hidrogen sesuai dengan rumus Rydberg dapat dijelaskan. Bohr menemukan

perpindahan elektron atom hidrogen harus memiliki energi terkuantisasi. Sesuai dengan

asumsi Bohr ketiga, saat elektron berpindah dari keadaan awal ke keadaan tereksitasi, atom

harus memancarkan radiasi dengan panjang gelombang. Dengan mengganti energi di atas

dengan rumus energi atom hidrogen di mana energi keadaan dasar adalah n dan keadaan

tereksitasi adalah m, maka

Untuk membuat hubungan antara Bohr, Rydberg, dan Lyman maka m diganti dengan 1.

Hasil ini mengartikan di mana setiap panjang gelombang garis emisi sebanding dengan

sebuah elektron yang kembali dari tingkat energi tertentu ke tingkat energi dasar.

Deret Lyman

Selanjutnya pada tahun 1906, ahli fisika dan kimia Theodore Lyman mempelajari

spektrum ultraviolet dari atom hidrogen tereksistasi dengan listrik. Ditemukan bahwa

spektrum radiasi hidrogen teremisi tidak kontinu. Deret Lyman adalah deret pertama dari

garis emisi hidrogen yang merupakan deret garis pada daerah ultra-violet. Garis makin

merapat satu sama lain dengan naiknya frekuensi. Akhirnya, garis -garis makin rapat dan

tidak mungkin diamati satu per satu sehingga terlihat seperti spektrum kontinu. Garis-garis

tersebut tampak sedikit gelap pada ujung kanan tiap spektrum. Kemudian pada titik

tertentu akan terdapat deret limit yang menandakan bahwa deret terhenti. Pola yang sama

juga terlihat pada deret Balmer dan Paschen, tetapi deretnya menjadi makin dekat.

Deret Paschen

Pada tahun 1915, dengan bantuan seorang teknisi, Paschen mengambil masalah

garis helium Bohr. Garis sebelumnya ditafsirkan sebagai seri tajam hidrogen tapi sekarang

menjadi helium terionisasi. Pada awalnya pekerjaannya untuk memeriksa prediksi Bohr dari

perbedaan kecil antara konstanta Rydberg, N, untuk hidrogen dan helium, dan yang

terhambat oleh kelonggaran dari garis. Paschen menemukan bahwa lapisan tertentu dalam

glow negatif di dalam tabung silinder-katoda umum Geissler memberikan spektrum utama

tajam dan lengkap. Menindaklanjuti pengamatan ini, ia mengembangkan tabung katoda

berongga debit, di mana pada kondisi yang tepat retret debit cahaya seluruhnya ke dalam

interior sebagian besar bidang-bebas dari katoda petak. Perangkat ini menunjukkan struktur

halus dari garis Bohr helium dengan kejelasan luar biasa dan lengkap.

𝜆 = 𝜆𝑙𝑖𝑚𝑖𝑡 (𝑛2

𝑛2 − 𝑛02

) 𝑢𝑛𝑡𝑢𝑘 𝑛0 = 3 𝑑𝑎𝑛 𝑛 = 𝑛0 + 1

Struktur dasar tingkat energi hidrogen sesuai dengan model atom Bohr di mana

setiap kulit mempunyai nilai kuantum utama n.

Balmer mengubah data panjang gelombang ini menjadi data bilangan gelombang

dan kemudian masing-masing perbedaan antara tiap dua garis terdekat disusun berurutan,

maka tampak bahwa bilangan-bilangan yang (praktis) sama muncul lagi pada deret

spektrum yang berbeda. Hal ini secara umum mengikuti pola rumus umum sebagai berikut:

P(n+1) - P(n) = B(n+2) - B(n+1) = L(n+3) - L(n+2)

Setiap perbedaan terkecil dari bilangan gelombang ataupun frekuensi dalam suatu deret

selalu merupakan anggota bagi deret yang lain, yang secara umum mengikuti pola:

L(n) - L(1) = B(n-1) dan B(n) - B(1) = P(n-1)

Persamaan di atas menunjukkan adanya hubungan yang khas antara deret spektrum yang

satu dengan deret yang lain. Pemeriksaan lebih lanjut diperoleh bahwa hubungan yang khas

tersebut oleh Ritz dapat dinyatakan dengan satu rumus umum:

Di mana RH = tetapan Rydberg ~ 109737 cm-1, n = bilangan bulat integer 1 dan n2 > n1.

Hubungan antara harga n dengan deret adalah sebagaiberikut:

n1 n2 Deret Daerah

1 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, ....... Lyman Ultraviolet, uv

2 3, 4, 5, 6, 7, 8, ............... Balmer Visibel (tampak))

3 4, 5, 6, 7, 8, 9, ………...... Paschen Inframerah-dekat, near-IR

4 5, 6, 7, 8, 9, ................... Brackett Inframerah

5 6, 7, 8, 9, ....................... Pfund Inframerah-jauh, far-IR

Persamaan tersebut menunjukkan bahwa untuk setiap deret spektrum, makin besar

harga n2 harga garis-garis spektrum makin dekat satu sama lain yang akhirnya nampak

sangat berdekatan, konvergen menjadi satu sesuai dengan hasil pengamatan. Untuk n = ~

(tak hingga) akhirnya diperoleh harga batas bagi masing-masing deret.

Kenyataan bahwa pola spektrum atom hidrogen dikendalikan oleh besaran yang

berharga integer (n unit) merupakan hal yang mengesankan, karena integer unit adalah khas

bagi kehidupan manusia sehari-hari dalam melakukan perhitungan-perhitungan. Ini berarti

bahwa bilangan gelombang atau frekuensi atau energi hanya dapat berharga diskret atau

kuanta, suatu hal yang sangat sukar diterima oleh para ilmuwan pada saat itu.

Daftar Pustaka

C. Bluck, J. Gans, A. Gleixner, Prof. Heimbrodt, S. Stallmann. 2002. Spectral series of

hydrogen. BIGS.

Chang, R. 2005. Kimia Dasar Konsep-konsep Inti (3rd ed., Vol. II). Jakarta: Erlangga.

Clark, Jim. 2006. The Atomic Hydrogen Emission Spectrum. Diakses pada tanggal 7

September 2013 pada pukul 20.10 WIB.

http://www.chemguide.co.uk/atoms/properties/hspectrum.html.

Clark, Jim. 2009. Spektrum Emisi Atom Hidrogen. Diakses pada tanggal 7 September 2013

pada pukul 17.45 WIB. http://www.chem-is-

try.org/materi_kimia/struktur_atom_dan_ikatan/sifat_dasar_atom/spektrum-emisi-

atom-hidrogen/.

E. Parks, James.2002. The Hydrogen Balmer Series and Rydberg Constant. Tennessee:

Department of Physics and Astronomy 401 Nielsen Physics Building The University of

Tennessee Knoxville.

H. Sugiyarto, Kristian. 2012. Struktur Atom, Sistem Periodik Unsur dan Struktur Molekular .

Yogyakarta.

Krane, K. S. 1992. Fisika Modern. Jakarta: UI Press.

Wilkinson, G., & Cotton, F. A. (2009). Kimia Anorganik Dasar. Bandung: UI Press.