Kimia kuantum & kimia fisik

Sederhana · Fase A–C · SD kelas 1–6 (IPAS)

Di dunia yang sangat-sangat kecil, alam bekerja dengan cara yang mengejutkan. Cahaya ternyata datang dalam "paket-paket" kecil energi yang disebut foton.

Elektron di dalam atom juga tidak boleh berada di sembarang tempat. Elektron hanya boleh menempati "anak tangga" energi tertentu. Bila atom dipanaskan, elektron melompat naik ke anak tangga yang lebih tinggi, lalu turun lagi sambil memancarkan cahaya berwarna. Itulah sebabnya kembang api dan lampu neon punya warna-warni yang khas.

Lampu LED, laser di pemutar musik, dan panel surya bekerja berkat perilaku elektron yang aneh namun teratur ini.

Standar · Fase D · SMP kelas 7–9 (IPA)

Menurut model Bohr, elektron atom hidrogen hanya boleh berada pada tingkat energi tertentu (n = 1, 2, 3, …). Saat elektron turun dari tingkat tinggi ke tingkat rendah, selisih energinya dipancarkan sebagai satu foton dengan warna tertentu. Karena tingkat energinya tetap, cahaya yang dipancarkan atom membentuk garis-garis warna (spektrum garis), bukan pelangi utuh.

Energi foton sebanding dengan frekuensinya: cahaya biru dan ungu berenergi lebih besar daripada cahaya merah. Inilah dasar uji nyala: tiap logam memiliki tangga energi berbeda sehingga warna nyalanya berbeda.

Teknologi yang memanfaatkannya: lampu LED (elektron turun tingkat di semikonduktor), laser, sel surya (foton menaikkan elektron sehingga arus mengalir), dan pencitraan bintang untuk mengetahui unsur penyusunnya.

Lanjutan · Fase E–F · SMA kelas 10–12 (Kimia)

Dualitas gelombang–partikel: cahaya bersifat gelombang sekaligus partikel (efek fotolistrik, Einstein); elektron pun bersifat gelombang dengan panjang gelombang de Broglie λ = h/(mv). Menurut prinsip ketidakpastian Heisenberg, posisi dan momentum elektron tidak dapat diketahui tepat bersamaan, sehingga elektron digambarkan sebagai orbital: daerah peluang terbesar.

Energi elektron atom hidrogen: Eₙ = −13,6 eV/n². Loncatan dari n = 3 ke n = 2 memancarkan foton merah (656 nm) pada spektrum hidrogen.

Bilangan kuantum: n = 1, 2, 3, …; l = 0 sampai n − 1 (s, p, d, f); mₗ = −l sampai +l; mₛ = +½ atau −½. Orbital s bulat, p berbentuk halter pada sumbu x, y, z. Lihat konfigurasinya di lab Konfigurasi elektron.

Teori orbital molekul: orbital atom bergabung menjadi orbital ikatan (energi lebih rendah) dan antiikatan (lebih tinggi). Orde ikatan = ½(elektron ikatan − elektron antiikatan): H₂ = 1, N₂ = 3, O₂ = 2. Teori ini menjelaskan mengapa O₂ paramagnetik (dua elektron tak berpasangan di orbital π*), hal yang tidak dapat dijelaskan struktur Lewis.

Teori kinetik gas: partikel gas bergerak acak dan energi kinetik rata-ratanya sebanding dengan suhu mutlak; teori ini menurunkan PV = nRT (lab Hukum gas). Pada suhu tertentu tidak semua partikel sama cepat: sebarannya mengikuti distribusi Maxwell–Boltzmann, yang juga menjelaskan mengapa sedikit kenaikan suhu mempercepat reaksi.

Mendalam · Perguruan tinggi · Kimia dasar dan lanjut

Persamaan Schrödinger Ĥψ = Eψ. Contoh terpecahkan: partikel dalam kotak satu dimensi, Eₙ = n²h²/(8mL²), model sederhana untuk warna molekul terkonjugasi (kotak makin panjang, celah energi makin kecil); osilator harmonik untuk getaran molekul (tingkat energi berjarak sama, dasar spektroskopi IR); dan atom hidrogen, ψₙₗₘ = Rₙₗ(r)Yₗᵐ(θ,φ).

Untuk atom dan molekul berelektron banyak dipakai pendekatan: Born–Oppenheimer (inti dianggap diam), metode Hartree–Fock (tiap elektron dalam medan rata-rata elektron lain), dan teori fungsional kerapatan (DFT) yang kini menjadi alat utama kimia komputasi untuk meramalkan struktur, energi reaksi, dan spektrum. Teori Hückel memperkirakan orbital π benzena dan menjelaskan kestabilan aromatik (4n + 2 elektron π).

Diagram orbital molekul diatomik periode 2: untuk B₂, C₂, dan N₂, orbital π₂p lebih rendah dari σ₂p (karena percampuran s–p), sedangkan untuk O₂ dan F₂ urutannya terbalik; diagram ini meramalkan orde ikatan dan sifat magnetik dengan tepat.

Mekanika statistik menghubungkan molekul dengan termodinamika. Populasi tingkat energi mengikuti distribusi Boltzmann, Nᵢ/N = e^(−Eᵢ/kT)/q, dengan fungsi partisi q = Σ e^(−Eᵢ/kT). Dari q diperoleh energi dalam, entropi (S = k ln W), dan tetapan kesetimbangan. Teorema ekuipartisi memberi ½kT per derajat kebebasan kuadratik, dan fraksi tumbukan berenergi ≥ Eₐ, e^(−Eₐ/RT), muncul langsung dalam persamaan Arrhenius.