Fisika Quantum

“Saya pikir aman untuk mengatakan bahwa tidak ada yang mengerti kuantum mekanik.” —Fisikawan Richard P. Feynman

Untuk mengatakan bahwa penemuan perangkat semikonduktor adalah sebuah revolusi tidak akan berlebihan. Ini bukan hanya pencapaian teknologi yang mengesankan, tetapi juga membuka jalan bagi perkembangan yang tak terhapuskan akan mengubah masyarakat modern. Perangkat semikonduktor memungkinkan elektronik mini, termasuk komputer, jenis peralatan diagnostik dan perawatan medis tertentu, dan perangkat telekomunikasi populer, untuk menyebutkan beberapa aplikasi teknologi ini.

Di balik revolusi teknologi ini terdapat revolusi yang lebih besar dalam sains umum:bidang fisika kuantum . Tanpa lompatan dalam memahami dunia alami ini, pengembangan perangkat semikonduktor (dan perangkat elektronik yang lebih maju yang masih dalam pengembangan) tidak akan pernah mungkin terjadi. Fisika kuantum adalah bidang sains yang sangat rumit. Bab ini hanyalah gambaran singkat. Ketika ilmuwan sekaliber Feynman mengatakan bahwa "tidak ada yang mengerti [itu]," Anda dapat yakin itu adalah subjek yang kompleks. Tanpa pemahaman dasar fisika kuantum, atau setidaknya pemahaman tentang penemuan ilmiah yang mengarah pada perumusannya, tidak mungkin untuk memahami bagaimana dan mengapa perangkat elektronik semikonduktor berfungsi. Sebagian besar buku teks pengantar elektronik yang pernah saya baca mencoba menjelaskan semikonduktor dalam istilah fisika "klasik", yang menghasilkan lebih banyak kebingungan daripada pemahaman.

Atom

Banyak dari kita telah melihat diagram atom yang terlihat seperti Gambar di bawah ini.

Atom Rutherford:elektron negatif mengorbit inti positif kecil.

Partikel materi kecil yang disebut proton dan neutron membentuk pusat atom; elektron mengorbit seperti planet mengelilingi bintang. Inti membawa muatan listrik positif, karena adanya proton (neutron tidak memiliki muatan listrik sama sekali), sedangkan muatan negatif penyeimbang atom berada di elektron yang mengorbit. Elektron negatif tertarik ke proton positif seperti planet yang tertarik secara gravitasi oleh Matahari, namun orbitnya stabil karena gerakan elektron. Model atom yang populer ini berasal dari karya Ernest Rutherford, yang sekitar tahun 1911 secara eksperimental menentukan bahwa muatan positif atom terkonsentrasi di inti yang kecil dan padat daripada tersebar merata di sekitar diameter seperti yang diusulkan oleh peneliti sebelumnya. , JJ Thompson.

Hamburan Rutherford

Eksperimen hamburan Rutherford melibatkan pemboman foil emas tipis dengan partikel alfa bermuatan positif seperti pada Gambar di bawah. Mahasiswa pascasarjana muda H. Geiger dan E. Marsden mengalami hasil yang tidak terduga. Beberapa partikel Alpha dibelokkan pada sudut yang besar. Beberapa partikel Alpha hamburan balik, mundur hampir 180 ^o . Sebagian besar partikel melewati foil emas tidak terbelokkan, menunjukkan bahwa foil sebagian besar adalah ruang kosong. Fakta bahwa beberapa partikel alfa mengalami defleksi besar menunjukkan adanya inti bermuatan positif yang sangat kecil.

Hamburan Rutherford:seberkas partikel alfa dihamburkan oleh kertas emas tipis.

Meskipun model atom Rutherford menyumbang data eksperimen lebih baik daripada Thompson, itu masih belum sempurna. Upaya lebih lanjut untuk mendefinisikan struktur atom dilakukan, dan upaya ini membantu membuka jalan bagi penemuan aneh fisika kuantum. Hari ini pemahaman kita tentang atom sedikit lebih kompleks. Namun demikian, terlepas dari revolusi fisika kuantum dan kontribusinya terhadap pemahaman kita tentang struktur atom, gambaran sistem tata surya Rutherford tentang atom tertanam dalam kesadaran populer sedemikian rupa sehingga tetap ada di beberapa bidang studi bahkan ketika tidak tepat.

Pertimbangkan deskripsi singkat elektron dalam atom, yang diambil dari buku teks elektronik populer:

Elektron negatif yang mengorbit tertarik ke arah inti positif, yang membawa kita ke pertanyaan mengapa elektron tidak terbang ke inti atom. Jawabannya adalah elektron yang mengorbit tetap pada orbitnya yang stabil karena dua gaya yang sama besar tetapi berlawanan. Gaya sentrifugal ke luar yang diberikan pada elektron karena orbitnya melawan gaya tarik menarik ke dalam (sentripetal) yang mencoba menarik elektron ke arah inti karena muatan yang berbeda.

Sesuai dengan model Rutherford, penulis ini melemparkan elektron sebagai bongkahan padat materi yang bergerak dalam orbit melingkar, daya tariknya ke inti yang berlawanan diseimbangkan oleh gerakannya. Penyebutan "gaya sentrifugal" secara teknis tidak benar (bahkan untuk planet yang mengorbit), tetapi mudah dimaafkan karena penerimaannya yang populer:pada kenyataannya, tidak ada gaya yang mendorong apa pun mengorbit tubuh jauh dari pusat orbitnya. Tampaknya seperti itu karena kelembaman suatu benda cenderung menjaganya tetap bergerak dalam garis lurus, dan karena orbit adalah penyimpangan konstan (percepatan) dari perjalanan garis lurus, ada oposisi inersia yang konstan terhadap gaya apa pun yang menarik tubuh ke orbit. pusat (sentripetal), baik itu gravitasi, gaya tarik elektrostatik, atau bahkan tegangan tautan mekanis.

Masalah sebenarnya dengan penjelasan ini, bagaimanapun, adalah gagasan tentang elektron yang bergerak dalam orbit melingkar. Ini adalah fakta yang dapat diverifikasi bahwa percepatan muatan listrik memancarkan radiasi elektromagnetik, dan fakta ini diketahui bahkan pada zaman Rutherford. Karena gerakan mengorbit adalah suatu bentuk akselerasi (objek yang mengorbit dalam percepatan konstan menjauhi gerakan normal, garis lurus), elektron dalam keadaan mengorbit harus membuang radiasi seperti lumpur dari ban yang berputar. Elektron dipercepat di sekitar jalur melingkar dalam akselerator partikel yang disebut synchrotrons diketahui melakukan ini, dan hasilnya disebut radiasi sinkrotron . Jika elektron kehilangan energi dengan cara ini, orbitnya pada akhirnya akan meluruh, menghasilkan tumbukan dengan inti bermuatan positif. Namun demikian, ini biasanya tidak terjadi di dalam atom. Memang, "orbit" elektron sangat stabil pada berbagai kondisi.

Atom Tereksitasi

Lebih lanjut, eksperimen dengan atom yang “tereksitasi” menunjukkan bahwa energi elektromagnetik yang dipancarkan oleh atom hanya terjadi pada frekuensi tertentu dan pasti. Atom yang "tereksitasi" oleh pengaruh luar seperti cahaya diketahui menyerap energi itu dan mengembalikannya sebagai gelombang elektromagnetik dengan frekuensi tertentu, seperti garpu tala yang berdering pada nada tetap tidak peduli bagaimana dipukul. Ketika cahaya yang dipancarkan oleh atom yang tereksitasi dibagi menjadi frekuensi penyusunnya (warna) oleh prisma, garis warna yang berbeda muncul dalam spektrum, pola garis spektral menjadi unik untuk elemen itu. Fenomena ini biasa digunakan untuk mengidentifikasi unsur-unsur atom, dan bahkan mengukur proporsi setiap unsur dalam suatu senyawa atau campuran kimia. Menurut model atom tata surya Rutherford (mengenai elektron sebagai bongkahan materi yang bebas mengorbit pada radius berapa pun) dan hukum fisika klasik, atom yang tereksitasi harus mengembalikan energi pada rentang frekuensi yang hampir tak terbatas daripada beberapa pilihan. Dengan kata lain, jika model Rutherford benar, tidak akan ada efek “garpu tala”, dan spektrum cahaya yang dipancarkan oleh atom mana pun akan tampak sebagai pita warna yang berkesinambungan, bukan sebagai beberapa garis yang berbeda.

Model Bohr

Atom hidrogen Bohr (dengan orbit yang ditarik ke skala) hanya memungkinkan elektron menghuni orbital diskrit. Elektron yang jatuh dari n=3,4,5, atau 6 ke n=2 merupakan rangkaian garis spektrum Balmer.

Seorang peneliti perintis bernama Niels Bohr berusaha memperbaiki model Rutherford setelah belajar di laboratorium Rutherford selama beberapa bulan pada tahun 1912. Mencoba menyelaraskan temuan fisikawan lain (terutama Max Planck dan Albert Einstein), Bohr menyarankan bahwa setiap elektron memiliki jumlah energi tertentu, dan orbitnya terkuantisasi sedemikian rupa sehingga masing-masing dapat menempati tempat-tempat tertentu di sekitar nukleus, seperti kelereng yang dipasang di trek melingkar di sekitar nukleus daripada satelit bebas yang masing-masing sebelumnya dibayangkan. (Gambar di atas) Untuk menghormati hukum elektromagnetik dan muatan yang mempercepat, Bohr menyinggung "orbit" ini sebagai keadaan stasioner untuk menghindari implikasi bahwa mereka sedang bergerak. Meskipun upaya ambisius Bohr untuk membingkai ulang struktur atom dalam istilah yang mendekati hasil eksperimen adalah tonggak sejarah dalam fisika, itu tidak lengkap. Analisis matematisnya menghasilkan prediksi yang lebih baik dari peristiwa eksperimental daripada analisis milik model sebelumnya, tetapi masih ada beberapa pertanyaan yang belum terjawab tentang mengapa elektron harus berperilaku dengan cara yang aneh seperti itu. Pernyataan bahwa elektron ada dalam keadaan stasioner, keadaan terkuantisasi di sekitar nukleus menyumbang data eksperimental lebih baik daripada model Rutherford, tetapi dia tidak tahu apa yang akan memaksa elektron untuk mewujudkan keadaan tertentu itu. Jawaban atas pertanyaan itu harus datang dari fisikawan lain, Louis de Broglie, sekitar satu dekade kemudian.

Hipotesis De Broglie

De Broglie mengusulkan bahwa elektron, sebagai foton (partikel cahaya) memanifestasikan sifat seperti partikel dan seperti gelombang. Membangun proposal ini, dia menyarankan bahwa analisis elektron yang mengorbit dari perspektif gelombang daripada perspektif partikel mungkin lebih masuk akal tentang sifat terkuantisasinya. Memang, terobosan lain dalam pemahaman tercapai.

Senar yang bergetar pada frekuensi resonansi antara dua titik tetap membentuk gelombang berdiri .

Atom menurut de Broglie terdiri dari elektron yang ada sebagai gelombang berdiri , sebuah fenomena yang dikenal oleh fisikawan dalam berbagai bentuk. Saat senar alat musik yang dipetik (Gambar di atas) bergetar pada frekuensi resonansi, dengan "simpul" dan "antinode" pada posisi stabil sepanjangnya. De Broglie membayangkan elektron di sekitar atom berdiri sebagai gelombang yang dibelokkan mengelilingi lingkaran seperti pada Gambar di bawah.

Elektron yang “mengorbit” sebagai gelombang berdiri di sekitar inti, (a) dua siklus per orbit, (b) tiga siklus per orbit.

Elektron hanya bisa eksis di "orbit" tertentu di sekitar nukleus karena itu adalah satu-satunya jarak di mana ujung gelombang akan cocok. Dalam radius lain mana pun, gelombang harus berinterferensi secara destruktif dengan dirinya sendiri dan dengan demikian tidak ada lagi. Hipotesis De Broglie memberikan dukungan matematis dan analogi fisik yang nyaman untuk menjelaskan keadaan elektron terkuantisasi dalam atom, tetapi model atomnya masih belum lengkap. Namun, dalam beberapa tahun, fisikawan Werner Heisenberg dan Erwin Schrodinger, yang bekerja secara independen satu sama lain, membangun konsep de Broglie tentang dualitas gelombang-materi untuk menciptakan model partikel subatom yang lebih teliti secara matematis.

Mekanika Kuantum

Kemajuan teoretis dari model gelombang berdiri primitif de Broglie ke matriks Heisenberg dan model persamaan diferensial Schrodinger diberi nama mekanika kuantum , dan itu memperkenalkan karakteristik yang agak mengejutkan ke dunia partikel subatom:sifat probabilitas, atau ketidakpastian. Menurut teori kuantum baru, tidak mungkin menentukan posisi yang tepat dan momentum yang tepat dari sebuah partikel pada waktu yang sama. Penjelasan populer dari "prinsip ketidakpastian" ini adalah bahwa itu adalah kesalahan pengukuran (yaitu dengan mencoba mengukur posisi elektron secara tepat, Anda mengganggu momentumnya dan dengan demikian tidak dapat mengetahui apa itu sebelum pengukuran posisi dilakukan, dan sebaliknya. sebaliknya). Implikasi mengejutkan dari mekanika kuantum adalah bahwa partikel sebenarnya tidak memiliki posisi yang tepat dan momentum, melainkan menyeimbangkan dua kuantitas sedemikian rupa sehingga ketidakpastian gabungan mereka tidak pernah berkurang di bawah nilai minimum tertentu.

Bentuk hubungan "ketidakpastian" ini ada di bidang selain mekanika kuantum. Seperti yang dibahas dalam bab "Sinyal AC Frekuensi Campuran" dalam volume II dari seri buku ini, ada hubungan yang saling eksklusif antara kepastian data domain waktu bentuk gelombang dan data domain frekuensinya. Secara sederhana, semakin tepat kita mengetahui frekuensi penyusunnya, semakin sedikit kita mengetahui amplitudonya dalam waktu, dan sebaliknya. Mengutip diriku sendiri:

Bentuk gelombang dengan durasi tak terhingga (jumlah siklus tak terhingga) dapat dianalisis dengan presisi mutlak, tetapi semakin sedikit siklus yang tersedia bagi komputer untuk dianalisis, semakin kurang presisi analisisnya. . . Semakin sedikit waktu siklus gelombang, semakin tidak pasti frekuensinya. Mengambil konsep ini ke ekstrem logisnya, pulsa pendek—bentuk gelombang yang bahkan tidak menyelesaikan siklus—sebenarnya tidak memiliki frekuensi, melainkan bertindak sebagai rentang frekuensi yang tak terbatas. Prinsip ini umum untuk semua fenomena berbasis gelombang, tidak hanya tegangan dan arus AC.

Untuk menentukan dengan tepat amplitudo sinyal yang bervariasi, kita harus mengambil sampelnya dalam rentang waktu yang sangat sempit. Namun, melakukan ini membatasi pandangan kita tentang frekuensi gelombang. Sebaliknya, untuk menentukan frekuensi gelombang dengan presisi tinggi, kita harus mengambil sampelnya dalam banyak siklus, yang berarti kita kehilangan amplitudonya pada saat tertentu. Dengan demikian, kita tidak dapat secara bersamaan mengetahui amplitudo sesaat dan frekuensi keseluruhan gelombang apa pun dengan presisi tak terbatas. Lebih aneh lagi, ketidakpastian ini lebih dari sekadar ketidaktepatan pengamat; itu berada di alam gelombang. Bukannya mungkin, dengan teknologi yang tepat, untuk mendapatkan pengukuran yang tepat dari keduanya amplitudo dan frekuensi sesaat. Secara harfiah, gelombang tidak dapat memiliki amplitudo sesaat yang tepat, dan frekuensi yang tepat pada saat yang bersamaan.

Ketidakpastian minimum posisi dan momentum partikel yang diungkapkan oleh Heisenberg dan Schrodinger tidak ada hubungannya dengan batasan dalam pengukuran; melainkan merupakan sifat intrinsik dari sifat ganda gelombang materi partikel. Elektron, oleh karena itu, tidak benar-benar ada dalam "orbitnya" sebagai bit materi yang didefinisikan secara tepat, atau bahkan sebagai bentuk gelombang yang didefinisikan secara tepat, melainkan sebagai "awan"—istilah teknisnya adalah fungsi gelombang —dari distribusi probabilitas, seolah-olah setiap elektron "tersebar" atau "diolesi" pada rentang posisi dan momentum.

Pandangan radikal tentang elektron sebagai awan yang tidak tepat pada awalnya tampaknya bertentangan dengan prinsip asli keadaan elektron terkuantisasi:bahwa elektron ada dalam "orbit" diskrit yang ditentukan di sekitar inti atom. Bagaimanapun, penemuan inilah yang mengarah pada pembentukan teori kuantum untuk menjelaskannya. Betapa anehnya teori yang dikembangkan untuk menjelaskan perilaku diskrit elektron pada akhirnya menyatakan bahwa elektron ada sebagai "awan" dan bukan sebagai bagian materi yang diskrit. Namun, perilaku elektron terkuantisasi tidak bergantung pada elektron yang memiliki posisi dan nilai momentum tertentu, melainkan pada properti lain yang disebut bilangan kuantum . Intinya, mekanika kuantum membuang gagasan umum tentang posisi absolut dan momentum absolut, dan menggantikannya dengan gagasan absolut yang tidak memiliki analogi dalam pengalaman umum.

Empat Bilangan Kuantum

Meskipun elektron diketahui ada dalam bentuk halus, "seperti awan" dari probabilitas terdistribusi daripada sebagai potongan materi yang terpisah, "awan" tersebut memiliki karakteristik lain yang adalah diskrit. Setiap elektron dalam atom dapat dijelaskan dengan empat ukuran numerik (bilangan kuantum yang disebutkan sebelumnya ), disebut Kepala Sekolah , Momentum Sudut , Magnetik , dan Putar angka. Berikut sinopsis dari masing-masing arti angka tersebut:

1. Bilangan Kuantum Utama

Nomor Kuantum Utama: Dilambangkan dengan huruf n , nomor ini menjelaskan kulit tempat sebuah elektron berada. Sebuah “kulit” elektron adalah wilayah ruang di sekitar inti atom tempat elektron dibiarkan berada, sesuai dengan pola “gelombang berdiri” yang stabil dari de Broglie dan Bohr. Elektron dapat “melompat” dari kulit ke kulit, tetapi tidak dapat berada di antara daerah-daerah cangkang. Bilangan kuantum utama harus bilangan bulat positif (bilangan bulat, lebih besar dari atau sama dengan 1). Dengan kata lain, bilangan kuantum prinsip untuk sebuah elektron tidak boleh 1/2 atau -3. Nilai-nilai bilangan bulat ini tidak diperoleh secara sembarangan, melainkan melalui bukti eksperimental spektrum cahaya:perbedaan frekuensi (warna) cahaya yang dipancarkan oleh atom hidrogen yang tereksitasi mengikuti urutan yang secara matematis bergantung pada nilai bilangan bulat tertentu seperti yang diilustrasikan pada Gambar sebelumnya.

Setiap kulit memiliki kapasitas untuk menampung banyak elektron. Sebuah analogi untuk kulit elektron adalah barisan konsentris kursi amfiteater. Sama seperti seseorang yang duduk di amfiteater harus memilih satu baris untuk duduk (seseorang tidak dapat duduk di antara baris), elektron harus "memilih" kulit tertentu untuk "duduk". Seperti pada baris amfiteater, kulit terluar menampung lebih banyak elektron daripada kulit dalam. Juga, elektron cenderung mencari kulit terendah yang tersedia, karena orang-orang di amfiteater mencari tempat duduk yang paling dekat dengan panggung tengah. Semakin tinggi nomor kulit, semakin besar energi elektron di dalamnya.

Jumlah maksimum elektron yang dapat dimiliki setiap kulit dijelaskan oleh persamaan 2n ² , di mana "n" adalah bilangan kuantum utama. Jadi, kulit pertama (n=1) dapat menampung 2 elektron; kulit kedua (n=2) 8 elektron, dan kulit ketiga (n=3) 18 elektron. (Gambar di bawah)

Kulit elektron dalam sebuah atom sebelumnya ditentukan dengan huruf dan bukan dengan angka. Kulit pertama (n=1) diberi label K, kulit kedua (n=2) L, kulit ketiga (n=3) M, kulit keempat (n=4) N, kulit kelima (n=5) O, kulit keenam (n=6) P, dan kulit ketujuh (n=7) Q.

2. Bilangan Kuantum Momentum Sudut

Jumlah Kuantum Momentum Sudut: Sebuah shell, terdiri dari subkulit. Orang mungkin cenderung menganggap subkulit sebagai subdivisi sederhana dari cangkang, sebagai jalur yang membagi jalan. Subkulit jauh lebih asing. Subkulit adalah wilayah ruang di mana "awan" elektron dibiarkan ada, dan subkulit yang berbeda sebenarnya memiliki bentuk yang berbeda. Subkulit pertama berbentuk seperti bola, (Gambar di bawah) yang masuk akal bila divisualisasikan sebagai awan elektron yang mengelilingi inti atom dalam tiga dimensi. Namun, subkulit kedua menyerupai halter, terdiri dari dua "lobus" yang disatukan pada satu titik di dekat pusat atom. (Gambar di bawah (p) ) Subkulit ketiga biasanya menyerupai satu set empat "lobus" berkerumun di sekitar inti atom. Bentuk subkulit ini mengingatkan pada penggambaran grafis kekuatan sinyal antena radio, dengan daerah berbentuk lobus bulat memanjang dari antena ke berbagai arah. (Gambar di bawah (d) )

Bilangan kuantum momentum sudut yang valid adalah bilangan bulat positif seperti bilangan kuantum utama, tetapi juga termasuk nol. Bilangan kuantum elektron ini dilambangkan dengan huruf l. Jumlah subkulit dalam kulit sama dengan bilangan kuantum utama kulit. Jadi, kulit pertama (n=1) memiliki satu subkulit, bernomor 0; kulit kedua (n=2) memiliki dua subkulit, bernomor 0 dan 1; kulit ketiga (n=3) memiliki tiga subkulit, bernomor 0, 1, dan 2.

Konvensi yang lebih lama untuk deskripsi subkulit menggunakan huruf daripada angka. Dalam notasi ini, subkulit pertama (l=0) dilambangkan s, subkulit kedua (l=1) dilambangkan p, subkulit ketiga (l=2) dilambangkan d, dan subkulit keempat (l=3) dilambangkan f. Huruf-huruf tersebut berasal dari kata sharp, principal (jangan disamakan dengan bilangan kuantum utama, n), difus, dan fundamental. Anda masih akan melihat konvensi notasi ini dalam banyak tabel periodik, yang digunakan untuk menunjukkan konfigurasi elektron kulit terluar atau valensi atom. (Gambar di bawah)

(a) Representasi Bohr atom Perak, (b) Representasi subkulit Ag dengan pembagian kulit menjadi subkulit (bilangan kuantum sudut l). Diagram ini tidak menyiratkan apa pun tentang posisi elektron yang sebenarnya, tetapi mewakili tingkat energi.

3. Bilangan Kuantum Magnetik

Bilangan Kuantum Magnetik: Bilangan kuantum magnetik untuk sebuah elektron mengklasifikasikan orientasi mana yang ditunjuk oleh bentuk subkulitnya. "Lobus" untuk subkulit menunjuk ke berbagai arah. Orientasi yang berbeda ini disebut orbital . Untuk subkulit pertama (s; l=0), yang menyerupai bola yang tidak menunjuk ke “arah”, maka hanya ada satu orbital. Untuk subkulit kedua (p; l=1) di setiap kulit, yang menyerupai titik halter di tiga kemungkinan arah. Pikirkan tiga halter yang berpotongan di titik asal, masing-masing berorientasi sepanjang sumbu yang berbeda dalam ruang koordinat tiga sumbu.

Nilai numerik yang valid untuk bilangan kuantum ini terdiri dari bilangan bulat mulai dari -l hingga l, dan dilambangkan sebagai m _l dalam fisika atom dan l _z dalam fisika nuklir. Untuk menghitung jumlah orbital dalam setiap subkulit, gandakan nomor subkulit dan tambahkan 1, (2·l + 1). Misalnya, subkulit pertama (l=0) di kulit mana pun berisi orbital tunggal, bernomor 0; subkulit kedua (l=1) di setiap kulit mengandung tiga orbital, bernomor -1, 0, dan 1; subkulit ketiga (l=2) berisi lima orbital, bernomor -2, -1, 0, 1, dan 2; dan seterusnya.

Seperti bilangan kuantum utama, bilangan kuantum magnetik muncul langsung dari bukti eksperimental:Efek Zeeman, pembagian garis spektral dengan memaparkan gas terionisasi ke medan magnet, oleh karena itu disebut bilangan kuantum “magnetik”.

4. Putar Nomor Kuantum

Angka Kuantum Putar: Seperti bilangan kuantum magnetik, sifat elektron atom ini ditemukan melalui eksperimen. Pengamatan dekat terhadap garis spektral mengungkapkan bahwa setiap garis sebenarnya adalah sepasang garis dengan jarak yang sangat dekat, dan ini disebut struktur halus dihipotesiskan sebagai hasil dari setiap elektron "berputar" pada sumbu seolah-olah sebuah planet. Elektron dengan "putaran" yang berbeda akan mengeluarkan frekuensi cahaya yang sedikit berbeda saat tereksitasi. Nama "spin" diberikan untuk bilangan kuantum ini. Konsep elektron yang berputar sekarang sudah usang, karena lebih cocok untuk pandangan (yang salah) elektron sebagai bongkahan materi yang terpisah daripada sebagai "awan"; tapi, namanya tetap.

Bilangan kuantum spin dilambangkan sebagai m _s dalam fisika atom dan s _z dalam fisika nuklir. Untuk setiap orbital di setiap subkulit di setiap kulit, mungkin ada dua elektron, satu dengan spin +1/2 dan yang lainnya dengan spin -1/2.

Prinsip Pengecualian Pauli

Fisikawan Wolfgang Pauli mengembangkan prinsip yang menjelaskan urutan elektron dalam atom menurut bilangan kuantum ini. Prinsipnya, yang disebut prinsip pengecualian Pauli , menyatakan bahwa tidak ada dua elektron dalam atom yang sama dapat menempati keadaan kuantum yang sama persis. Artinya, setiap elektron dalam atom memiliki himpunan bilangan kuantum yang unik. Ini membatasi jumlah elektron yang dapat menempati orbital, subkulit, dan kulit tertentu.

Ditampilkan di sini adalah susunan elektron untuk atom hidrogen:

Dengan satu proton dalam nukleus, dibutuhkan satu elektron untuk menyeimbangkan atom secara elektrostatik (muatan listrik positif proton seimbang dengan muatan listrik negatif elektron). Satu elektron ini berada di kulit terendah (n=1), subkulit pertama (l=0), di satu-satunya orbital (orientasi spasial) dari subkulit itu (m_l =0), dengan nilai putaran 1/2. Metode umum untuk menggambarkan organisasi ini adalah dengan membuat daftar elektron menurut kulit dan subkulitnya dalam sebuah konvensi yang disebut notasi spektroskopi . Dalam notasi ini, nomor kulit ditampilkan sebagai bilangan bulat, subkulit sebagai huruf (s,p,d,f), dan jumlah total elektron dalam subkulit (semua orbital, semua spin) sebagai superskrip. Jadi, hidrogen, dengan elektron tunggalnya berada di tingkat dasar, digambarkan sebagai 1s ¹ .

Melanjutkan ke atom berikutnya (dalam urutan nomor atom), kita memiliki unsur helium:

Sebuah atom helium memiliki dua proton dalam inti, dan ini membutuhkan dua elektron untuk menyeimbangkan muatan listrik ganda-positif. Karena dua elektron—satu dengan spin=1/2 dan yang lainnya dengan spin=-1/2— masuk ke dalam satu orbital, konfigurasi elektron helium tidak memerlukan subkulit atau kulit tambahan untuk menahan elektron kedua.

Namun, sebuah atom yang membutuhkan tiga elektron atau lebih akan membutuhkan subkulit tambahan untuk menampung semua elektron, karena hanya dua elektron yang akan masuk ke kulit terendah (n=1). Perhatikan atom berikutnya dalam urutan kenaikan nomor atom, litium:

Sebuah atom litium menggunakan sebagian kecil dari kapasitas kulit L (n=2). Kulit ini sebenarnya memiliki kapasitas total delapan elektron (kapasitas kulit maksimum =2n ² elektron). Jika kita memeriksa organisasi atom dengan kulit L yang terisi penuh, kita akan melihat bagaimana semua kombinasi subkulit, orbital, dan spin ditempati oleh elektron:

Seringkali, ketika notasi spektroskopi diberikan untuk sebuah atom, setiap kulit yang terisi penuh dihilangkan, dan yang tidak terisi, atau kulit terisi tingkat tertinggi, dilambangkan. Sebagai contoh, elemen neon (ditunjukkan pada ilustrasi sebelumnya), yang memiliki dua cangkang yang terisi penuh, secara spektroskopi dapat digambarkan secara sederhana sebagai 2p ⁶ daripada 1s ² 2 detik ² 2p ⁶ . Litium, dengan kulit K yang terisi penuh dan elektron tunggal pada kulit L, dapat digambarkan secara sederhana sebagai 2s ¹ daripada 1s ² 2 detik ¹ .

Penghilangan shell tingkat rendah yang terisi penuh bukan hanya kenyamanan notasi. Ini juga menggambarkan prinsip dasar kimia:bahwa perilaku kimia suatu unsur terutama ditentukan oleh kulitnya yang tidak terisi. Hidrogen dan litium memiliki satu elektron di kulit terluarnya (1s ¹ dan 2 detik ¹ , masing-masing), memberikan dua elemen beberapa sifat yang sama. Keduanya sangat reaktif, dan reaktif dengan cara yang hampir sama (mengikat elemen serupa dalam mode serupa). Tidak masalah bahwa litium memiliki cangkang K yang terisi penuh di bawah cangkang L yang hampir kosong:cangkang L yang tidak terisi adalah cangkang yang menentukan perilaku kimianya.

Elemen yang memiliki kulit terluar yang terisi penuh diklasifikasikan sebagai mulia , dan dibedakan oleh non-reaktivitas yang hampir lengkap dengan elemen lain. Elemen-elemen ini dulu diklasifikasikan sebagai inert , ketika dianggap bahwa ini sama sekali tidak reaktif, tetapi sekarang diketahui membentuk senyawa dengan unsur-unsur lain dalam kondisi tertentu.

Tabel Periodik

Karena unsur-unsur dengan konfigurasi elektron yang identik di kulit terluarnya menunjukkan sifat kimia yang serupa, Dmitri Mendeleev mengatur unsur-unsur yang berbeda dalam tabel yang sesuai. Tabel seperti ini dikenal sebagai tabel periodik unsur , dan tabel modern mengikuti bentuk umum ini pada Gambar di bawah ini.

Tabel periodik unsur kimia

Dmitri Mendeleev, seorang ahli kimia Rusia, adalah orang pertama yang mengembangkan tabel periodik unsur. Meskipun Mendeleev mengatur tabelnya menurut massa atom daripada nomor atom, dan menghasilkan tabel yang tidak begitu berguna seperti tabel periodik modern, perkembangannya merupakan contoh bukti ilmiah yang sangat baik. Melihat pola periodisitas (sifat kimia yang serupa menurut massa atom), Mendeleev berhipotesis bahwa semua elemen harus masuk ke dalam skema yang teratur ini. Ketika dia menemukan tempat "kosong" di tabel, dia mengikuti logika tatanan yang ada dan berhipotesis tentang keberadaan elemen yang belum ditemukan sebelumnya. Penemuan berikutnya dari unsur-unsur tersebut memberikan legitimasi ilmiah untuk hipotesis Mendeleev, memajukan penemuan masa depan, dan mengarah ke bentuk tabel periodik yang kita gunakan saat ini.

Beginilah seharusnya science kerja:hipotesis diikuti dengan kesimpulan logisnya, dan diterima, dimodifikasi, atau ditolak sebagaimana ditentukan oleh persetujuan data eksperimen dengan kesimpulan tersebut. Setiap orang bodoh dapat merumuskan hipotesis setelah fakta untuk menjelaskan data eksperimen yang ada, dan banyak yang melakukannya. Apa yang membedakan hipotesis ilmiah dari post hoc spekulasi adalah prediksi data eksperimen masa depan yang belum dikumpulkan, dan kemungkinan disproof sebagai akibat dari data tersebut. To boldly follow a hypothesis to its logical conclusion(s) and dare to predict the results of future experiments is not a dogmatic leap of faith, but rather a public test of that hypothesis, open to challenge from anyone able to produce contradictory data. In other words, scientific hypotheses are always “risky” due to the claim to predict the results of experiments not yet conducted, and are therefore susceptible to disproof if the experiments do not turn out as predicted. Thus, if a hypothesis successfully predicts the results of repeated experiments, its falsehood is disproven.

Quantum Mechanics From Hypothesis to Theory

Quantum mechanics, first as a hypothesis and later as a theory, has proven to be extremely successful in predicting experimental results, hence the high degree of scientific confidence placed in it. Many scientists have reason to believe that it is an incomplete theory, though, as its predictions hold true more at micro physical scales than at macro scopic dimensions, but nevertheless it is a tremendously useful theory in explaining and predicting the interactions of particles and atoms.

As you have already seen in this chapter, quantum physics is essential in describing and predicting many different phenomena. In the next section, we will see its significance in the electrical conductivity of solid substances, including semiconductors. Simply put, nothing in chemistry or solid-state physics makes sense within the popular theoretical framework of electrons existing as discrete chunks of matter, whirling around atomic nuclei like miniature satellites. It is when electrons are viewed as “wave functions” existing in definite, discrete states that the regular and periodic behavior of matter can be explained.

TINJAUAN:

• Electrons in atoms exist in “clouds” of distributed probability, not as discrete chunks of matter orbiting the nucleus like tiny satellites, as common illustrations of atoms show.
• Individual electrons around an atomic nucleus seek unique “states,” described by four quantum numbers :the Principal Quantum Number , known as the shell; the Angular Momentum Quantum Number , known as the subshell; the Magnetic Quantum Number , describing the orbital (subshell orientation); and the Spin Quantum Number , or simply spin . These states are quantized, meaning that no “in-between” conditions exist for an electron other than those states that fit into the quantum numbering scheme.
• The Principal Quantum Number (n ) describes the basic level or shell that an electron resides in. The larger this number, the greater radius the electron cloud has from the atom’s nucleus, and the greater that electron’s energy. Principal quantum numbers are whole numbers (positive integers).
• The Angular Momentum Quantum Number (l ) describes the shape of the electron cloud within a particular shell or level, and is often known as the “subshell.” There are as many subshells (electron cloud shapes) in any given shell as that shell’s principal quantum number. Angular momentum quantum numbers are positive integers beginning at zero and ending at one less than the principal quantum number (n-1).
• The Magnetic Quantum Number (m _l ) describes which orientation a subshell (electron cloud shape) has. Subshells may assume as many different orientations as 2-times the subshell number (l ) plus 1, (2l+1) (E.g. for l=1, ml=-1, 0, 1) and each unique orientation is called an orbital . These numbers are integers ranging from the negative value of the subshell number (l ) through 0 to the positive value of the subshell number.
• The Spin Quantum Number (m _s ) describes another property of an electron, and may be a value of +1/2 or -1/2.
• Pauli’s Exclusion Principle says that no two electrons in an atom may share the exact same set of quantum numbers. Therefore, no more than two electrons may occupy each orbital (spin=1/2 and spin=-1/2), 2l+1 orbitals in every subshell, and n subshells in every shell, and no more.
• Spectroscopic notation is a convention for denoting the electron configuration of an atom. Shells are shown as whole numbers, followed by subshell letters (s,p,d,f), with superscripted numbers totaling the number of electrons residing in each respective subshell.
• An atom’s chemical behavior is solely determined by the electrons in the unfilled shells. Low-level shells that are completely filled have little or no effect on the chemical bonding characteristics of elements.
• Elements with completely filled electron shells are almost entirely unreactive, and are called noble (formerly known as inert ).

LEMBAR KERJA TERKAIT:

• Atomic Structure Worksheet
• Basic Electricity Worksheet