TEMPLATE MESSAGE

SILAHKAN MENINGGALKAN PESAN DISINI!(KLIK BAGIAN Poskan Komentar)

Read More......

PERKEMBANGAN SISTEM PERIODIK

1. TRIADE DOBEREINER
Dobereiner mengelompokkan unsur-unsur menurut kenaikan bobot atom, yang masing-masing terdiri atas 3 unsur yang memiliki sifat mirip dan massa unsur kedua merupakan rata-rata dari massa unsur pertama dan ketiga, yang dikenal dengan hukum triade/triaden Dobereiner.
Contoh Triade Cl - Br - I
jika Ar Cl = 35,5, Ar I = 127 maka Ar Br = Ar (Cl + I): 2
= (35,5 + 127): 2
=81,25

2. SISTEM OKTAF DARI JOHN NEW LANDS
Sistem ini dikemukakan oleh John Alexander Reina Newlands (1864 ). Ia menyusun unsur-unsur berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya. Ternyata unsur-unsur yang berselisih 1 oktaf ( unsur nomor 1 dengan nomor 8, nomor 2 dengan nomor 9, san seterusnya ) menunjukkan kemiripan sifat.
Tabel berikut memuat sebagian dari daftar Oktaf Newlands.
Tabel Daftar Oktaf Newlands

1 2 3 4 5 6 7
H Li Be B C N O
F Na Mg Al Si P S
Cl K Ca Cr Ti Mn Fe
Co, Ni Cu Zn Y In As Se
Kelemahan Sistem Oktaf :
Sistem ini hanya berlaku untuk unsur-unsur ringan.

3. SISTEM PERIODIK MENDELEEV & LOTHAR MEYER
Mendeleev dan Lothar Meyer secara terpisah mengelompokkan unsur-unsur berdasarkan kenaikan massa atom., yang selanjutnya dikenal dengan tabel periodik bentuk pendek.
Mendeleev melakukan koreksi terhadap massa atom dan letak unsur yang salah dalam penggolongan. Massa atom Cr bukan 43 melainkan 52.
Mendeleev juga mampu meramalkan unsur-unsur yang pada saat itu belum ditemukan, yakni dengan memberikan tempat yang kosong, contoh : Ea (Eka aluminium), Eb (Eka borium), dan Es (Eka silicium), yang saat ini dikenal dengan Ga, Sc, dan Ge.

Kelemahan-kelemahan Tabel Periodik Mendeleev
Penempatan logam-logam tanah nadir / tanah jarang/lantanida dan aktinida
Adanya unsur transisi/peralihan, yang persamaan sifat lebih mendekati dengan unsur-unsur yang mendatar daripada yang vertikal.



4. SISTEM PERIODIK MODERN
Semula diyakini bahwa sifat unsur merupakan fungsi periodic dari massa atomnya, yang dikenal dengan hukum periodik. Saat ini hal demikian tidak diyakini lagi, sehingga hukum periodiknya menjadi sifat unsur merupakan fungsi periodik dari nomor atomnya, yang dikemukakan oleh Moseley. Tabel periodik Mendeleyev tidak digunakan lagi, dikembangkan menjadi tabel periodik bentuk panjang., yang didasarkan pada kenaikan nomor atom dan konfigurasi elektronik. Dalam tabel periodik bentuk panjang, letak unsur-unsur dicirikan oleh golongan (jalur vertikal) dan periode (jalur horisontal).

Sistem periodik bentuk panjang terdiri atas, Periode dan Golongan
Periode adalah lajur yang horizontal
Periode 1, terdiri dari 2 buah unsur
Periode 2, terdiri dari 8 buah unsur
Periode 3, terdiri dari 8 buah unsur
Periode 4, terdiri dari 18 buah unsur
Periode 5, terdiri dari 18 buah unsur
Periode 6, terdiri dari 32 buah unsur
Periode 7, terdiri dari 23 buah unsur (belum lengkap)

Golongan adalah lajur yang fertkcal dan ditulis dengan angka Romawi.
Golongan terdiri dari,
i. Golongan utama (golongan A), terdiri dari:
Golongan IA : Golongan Alkali
Golongan IIA : Golongan Alkali tanah
Golongan IIIA : Golongan Aluminium
Golongan IVA : Golongan Karbon
Golongan VA : Golongan Nitrogen
Golongan VIA : Golongan Kalkogen
Golongan VIIA : Golongan Halogen
Golongan VIIIA : Golongan Gas Mulia

ii. Golongan Transisi (golongan B), terdiri dari:
• Golongan Transisi (blok d),
yaitu golongan IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB, IB, dan IIB

• Golongan Transisi Dalam (blok f), ada dua deret yaitu,
Deret Lantanida --> unsur dalam deret ini mirip sifat dengan Lantanium (57La)
Deret Aktinida --> unsur dalam deret ini mirip sifat dengan Aktinium (89Ac)

Unsur yang berbeda dalam satu golongan mempunyai persamaan sifat disebabkan karena mempunyai electron valensi (electron di kulit terluar) yang sama.

Read More......

TUGAS KIMIA KLS X SMAN 1

SMAN 1
KELAS X 1 s/d X 8
Materi Struktur atom dan Perkembangan SPU & Sifat Periodik Unsur


Kerjakan di lembar kertas Ulangan / folio
1. Tuliskan konfigurasi dalam orbital dan kulit untuk atom-atom berikut:
a. atom V dengan nomor atom 23
b. atom Ni dengan nomor atom 28
c. ion Mn +4 dengan nomor atom 25
d. ion Au +3 dengan nomor atom 79
2. Tentukan nomor atom suatu unsur dengan cara menuliskan diagram orbitalnya jika diketahui
a. atom A terletak pada periode 4 golongan IIIA
b. atom B terletak pada periode 5 golongan IA
c. atom C terletak pada periode 4 golongan VIIB
d. atom D terletak pada periode4 golongan IV B
3. Jelaskan sistem Triade menurut Dobreiner serta kelemahan sisitem tersebut
4. Jelaskan sistem Oktaf menurut Newlands serta kelemahan sistem tersebut
5. Jelaskan sistem periodik menurut Mendeleev serta kelemahan sisitem tersebut
6. Jelaskan sistem periodik menurut Moseley
7. Jelaskan yang dimaksud dengan
a. Jari-jari atom
b. Energi ionisasi
c. Keelektronegatifan
d. Afinitas elektron
8. Jelaskan mengapa Energi ionisasi atom Cl lebih besar dibanding atom Na.
9. Jelaskan mengapa Energi ionisasi atom Ba lebih kecil dibanding atom Mg
10.Jelaskan mengapa harga keelektronegatifan atom Mg lebih kecil dibanding atom S
11.Jelaskan mengapa harga kelektronegatifan Xe (unsur gas mulia) sangat kecil
12.Jelaskan mengapa Energi Ionisasi Xe (unsur gas mulia) sangat besar
13.Jelaskan mengapa harga afinitas untuk atom-atom Golongan IIA dan VIIIA berharga positif.
14.Urutkan kenaikan jari-jari atom untuk atom-atom A,B,C
A (no atom 12) , B (no atom 19) , C(no atom 17) , D (no tom 15) , E (no atom 20)
15.Jelaskan mengapa Energi ionisasi Mg > Al.

Read More......

EVALUATION SMA

EVALUATION

4. Partikel dasar penyusun atom terdiri atas proton, neutron dan elektron. Muatan listrik partikel dasar tersebut berturut-turut adalah:
A. -1, +1, 0
B. +1, -1, 0
C. +1, 0, -1
D. -1, 0, +1
E. 0, -1, +1

5. Gagasan utama dalam teori atom Niels Bohr adalah:
A. gagasan tentang partikel dasar
B. gagasan tentang inti atom
C. gagasan tentang tingkat energi dalam atom
D. gagasan tentang isotop
E. gagasan tentang orbital

6. Gagasan utama dalam teori atom Rutherford adalah:
A. gagasan tentang partikel dasar
B. gagasan tentang inti atom
C. gagasan tentang tingkat energi dalam atom
D. gagasan tentang isotop
E. gagasan tentang orbital

7. Which is of experiment representing the picture:

A. John Dalton
B. J. J. Thomson
C. E. Rutherford
D. NielsBohr
E. E.schrodinger

8. According to Bohr, the electrons path when revolving the nucleus of atom correspond with :
a. The number of electrons
b. The number of neutrons
c. The number of protons
d. Energy level of electron
e. Linear momentum of electron

9. Menurut model atom mekanika gelombang, orbital adalah ….
A.Sekumpulan orbital dengan tingkat energi yang sama
B.Sekumpulan orbital dengan bentuk yang sama.
C.Suatu daerah yang ditempati sekumpulan elektron
D.Suatu lintasan tempat elektron mengelilingi inti atom
E.Suatu daerah yang memiliki kebolehjadian menemukan elektron paling besar.

10. An atom of a certain element has mass number of 150 and the number of neutrons of that atom is 88, so the number of protons is :
a.150 d. 62
b.88 e. 18
c.72

11. Iron is symbolized as 26Fe mass 56 , then ion of Fe3+ has the number of electrons of :
a. 56 d. 23
b. 26 e. 33
c. 30

12. An element atom symbolized as 26 X mass 56 then the atom:
a. Having 38 protons and 38 electrons
b. Having 20 protons and 20 neutrons
c. Having 20 protons and 38 neutrons
d. Having 20 protons and 18 neutrons
e. Having 26 electrons and 30 neutrons

13. If atom have atomic number 15 and mass number 31, the atom have ....
a. 31 proton and 15 neutron
b. 31 proton and 16 neutron
c. 16 proton and 15 neutron
d. 15 proton and 16 neutron
e. 15 proton and 31 neutron

14. Particle which there are in atomic nucleus is ....
a. proton only
b. neutron only
c. electron only
d. proton and electron
e. proton and neutron

15. Unsur A mempunyai 10 proton dan 12 netron, sedangkan unsur B mempunyai nomor massa 23 dan nomor atom 11. Kedua unsur tersebut termasuk ….
A. Isoton
B. Isotop
C. Isobar
D. Isokhor
E. Isomer

B. ANSWER THE FOLLOWING QUESTIONS.

1. Explain the suitability of Rutherford’s atomic theory and the result of alpha scattering experiment.

2. write the electron configuration and orbital diagram for the followings ions.
a. 38Sr2+
b. 16S2-
c. 25Mn4+
d. 7N3-

Read More......

MODEL ATOM BOHR

Model Atom Bohr
Teori atom Bohr diawali dengan ditemukannya spektrum garis yang dihasilkan dari suatu atom.
Sinar matahari dilewatkan sebuah prisma akan terurai membentuk spektrum kontinyu.
Gas Hidrogen yang dipijarkan melalui prisma akan terurai membentuk spektrum garis.
Spektrum garis menunjukkan bahwa elektron dalam atom berada pada tingkat energi tertentu atau pada lintasan-lintasan tertentu.


Model Atom Bohr
Teori atom Bohr diawali dengan ditemukannya spektrum garis yang dihasilkan dari suatu atom.
Sinar matahari dilewatkan sebuah prisma akan terurai membentuk spektrum kontinyu.
Gas Hidrogen yang dipijarkan melalui prisma akan terurai membentukspektrum garis.
Spektrum garis menunjukkan bahwa elektron dalam atom berada pada tingkat energi tertentu atau pada lintasan-lintasan tertentu.
Model atom Bohr mirip seperti sistem tata surya.
Teori atom Bohr secara ringkas sebagai berikut :
a. Electron-elektron bergerak mengelilingi inti atom pada lintasan dengan tingkat-tingkat energi tertentu.
b. Selama electron bergerak pada lintasannya, electron tidak memancarkan maupun menyerap energi.
c. Elektron bisa berpindah dari lintasan satu ke lintasan yang lain dengan cara menyerap atau memancarkan energi. Jika berpindah dari lintasan luar ke lintasan lebih dalam dengan cara memancarkan energi, sedangkan jika elektron berpindah dari lintasan dalam ke lintasan yang lebih luar dengan cara menyerap energi.

Read More......

KONFIGURASI ELEKTRON

D. KONFIGURASI ELEKTRON
Konfigurasi electron adalah suatu metode untuk menggambarkan penyebaran electron ke dalam orbital-orbital kulit electron menurut tingkat energinya.
Kulit terdiri dari subkulit atau orbital-orbital dengan bilangan kuantum utama (n) sama. Jumlah orbital dalam suatu kulit dinyatakan dengan rumus n2, dimana n adalah bilangan kuantum utama. Oleh karena itu jumlah electron yang dapat menghuni masing-masing orbital maksimum dua, maka jumlah maksimum electron yang dapat menempati satu kulit tertentu dinyatakan dengan rumus 2n2.
Adapun penulisan konfigurasi elektron ditentukan oleh banyaknya electron yang ada dalam atom. Untuk menentukan jumlah electron dalam atom, perlu diketahui nomor atom unsure yang bersangkutan. Sedangkan aturan penulisan konfigurasi electron didasarkan pada prinsip Aufbau, larangan Pauli dan aturan Hund.

1. Prinsip Aufbau
Aturan pengisian electron ke dalam orbital-orbital dikenal dengan prinsip Aufbau (Aufbau berasal dari bahasa Jerman, yang artinya membangun atau mendirikan). Menurut prinsip aufbau pengisian electron dimulai dari subkulit yang berenergi rendah sampai penuh, baru kemudian pada subkulit yang tingkat energinya lebih tinggi.
Agar lebih mudah mengingat, perhatikan Urutan pengisian electron pada subkulit sebagai berikut.




Dengan mengacu pada aturan di atas maka urutan peningkatan energi orbital-orbital atau penulisan konfigurasi electron yang benar untuk atom netral ditunjukkan oleh diagram diatas .
Urutan pengisian electron pada subkulit adalah 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s dan seterusnya.
Contoh pengisian konfigurasi electron.
1) 1H = 1s1
2) 3Li = 1s2 2s1
3) 8O = 1s2 2s2 2p4
4) 12Mg = 1s2 2s2 2p6 3s2
5) 22Ti = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2

Penulisan konfigurasi electron dapat diringkas sebab yang penting dalam pembahasan kimia adalah konfigurasi electron pada kulit terluar atau kulit valensi. Misalnya konfigurasi electron pada atom Magnesium, pada keadaan netral dapat dituliskan sebagai [Ne] 3s2.
Notasi [Ne] menggantikan penulisan konfigurasi electron bagian dalam, yaitu : 1s2 2s2 2p6 , yang merupakan konfigurasi electron atom Neon [Ne].

Read More......

MODEL ATOM MODERN (MEKANIKA KUANTUM)

MODEL ATOM MODERN (MEKANIKA KUANTUM)
Menurut Bohr, electron dalam mengelilingi inti berada pada lintasan dengan jarak tertentu dari inti. Lintasan elektron ini disebut orbit. Teori modern ini dikembangkan berdasarkan mekanika kuantum yang disebut mekanika gelombang. Menurut model atom modern (Mekanika Kuantum), keberadaan elektron dalam mengelilingi inti tidak dapat diketahui secara tepat, sesuai dengan ketidakpastian Heisenberg. Tetapi yang dapat ditentukan hanya peluang menemukan elektron pada jarak tertentu dari inti.
Prinsip dasar dari model atom modern menyatakan bahwa gerakan electron dalam mengelilingi inti bersifat seperti gelombang sesuai dengan hipotesis de Broglie, yang menyatakan bahwa materi bersifat seperti partikel juga bersifat seperti gelombang.


MODEL ATOM MODERN (MEKANIKA KUANTUM)
Menurut Bohr, electron dalam mengelilingi inti berada pada lintasan dengan jarak tertentu dari inti. Lintasan elektron ini disebut orbit. Teori modern ini dikembangkan berdasarkan mekanika kuantum yang disebut mekanika gelombang. Menurut model atom modern (Mekanika Kuantum), keberadaan elektron dalam mengelilingi inti tidak dapat diketahui secara tepat, sesuai dengan ketidakpastian Heisenberg. Tetapi yang dapat ditentukan hanya peluang menemukan elektron pada jarak tertentu dari inti.
Prinsip dasar dari model atom modern menyatakan bahwa gerakan electron dalam mengelilingi inti bersifat seperti gelombang sesuai dengan hipotesis de Broglie, yang menyatakan bahwa materi bersifat seperti partikel juga bersifat seperti gelombang.
Elektron dalam atom bergerak mengelilingi inti sambil bergetar, sehingga menghasilkan gerakan dalam bentuk 3 (tiga) dimensi. Oleh karena itu tidaklah mungkin menentukan posisi serta momentum yang pasti dari electron dalam atom. Sehingga yang dapat ditentukan adalah suatu kebolehjadian menemukan electron pada suatu titik pada jarak tertentu dari intinya. Daerah dalam ruang di sekitar inti dengan kebolehjadian menemukan electron disebut orbital. Oleh karena itu, konsep ini dikenal dengan sebutan konsep orbital. Sedangkan untuk menggambarkan kedudukan atau posisi suatu electron dalam suatu atom digunakan bilangan kuantum.

1. Bilangan Kuantum
Menurut teori atom modern, electron berada dalam orbital dan setiap orbital mempunyai tingkat energi atau bentuk tertentu. Satu atau beberapa orbital yang memiliki tingkat energi sama membentuk subkulit.
Untuk menentukan tingkat energi dari electron serta menyatakan kedudukan electron pada suatu orbital digunakan bilangan kuantum. Schrodinger menggunakan tiga bilangan kuantum yaitu bilangan kuantum utama (n), bilangan kuantum azimuth (l), bilangan kuantum magnetic (m). Ketiga bilangan kuantum ini merupakan bilangan bulat dan sederhana yang memberi petunjuk kebolehjadian diketemukannya electron dalam atom. Sedangkan untuk menyatakan arah perputaran elektron pada sumbunya para ahli menggunakan bilangan kuantum spin (s).

a. Bilangan Kuantum Utama (n)
Bilangan kuantum utama, diberi lambang dengan huruf n memiliki nilai 1,2,3, …n. Bilangan kuantum ini menyatakan letak suatu electron pada suatu kulit atau lintasannya (nomor kulit).
Jika electron terletak di kulit K, maka bilangan kuantum utama, n = 1
Jika electron terletak di kulit L, maka bilangan kuantum utama, n = 2
Jika electron terletak di kulit M, maka bilangan kuantum utama, n = 3, dan seterusnya.
Makin besar harga n, berarti makin jauh letaknya dari inti atom, sehingga tingkat energinya makin tinggi.


b. Bilangan Kuantum Azimut (l).
Bilangan kuantum azimut, diberi lambing dengan huruf l. Bilangan kuantum azimut adalah bilangan kuantum yang menyatakan letak suatu electron pada orbital atau subkulit.
Harga yang dibolehkan untuk bilangan kuantum azimuth adalah, l. = n – 1. Karena nilai n merupakan bilangan bulat dan paling kecil sama dengan satu, maka harga l. juga merupakan bilangan bulat mulai dari 0, 1, 2, 3…, (n-l).

Jika l. = 0, maka elektron terletak di subkulit s
l. = 1, maka elektron terletak di subkulit p
l. = 2, maka elektron terletak di subkulit d
l. = 3, maka elektron terletak di subkulit f
Jika n = 1, maka harga l. = 0
n = 2, maka harga l. = 0 dan atau 1
n = 3, maka harga l. = 0, dan atau 1, dan atau 2

c. Bilangan Kuantum Magnetik (m)
Bilangan kuantum magnetic (m) menggambarkan orientasi orbital dalam ruang atau orientasi subkulit dalam kulit, atau dengan kata lain menyatakan jumlah orbital dalam ruang. Bilangan kuantum magnetik memiliki harga berupa deret bilangan bulat dari –m melalui 0 sampai dengan +m, dimana hubungan antara m dan l dapat dinyatakan dengan rumus :
m = -l s.d. +l.
Contoh:
untuk harga l. = 0, maka terdiri dari satu harga m (1 orbital), yaitu 0
untuk harga l. = 1, maka terdiri dari tiga harga m (3 orbital), yaitu -1, 0, +1
untuk harga l. = 2, maka terdiri dari lima harga m(5 orbital), yaitu -2, -1, 0, +1, +2
untuk harga l. = 3, maka terdiri dari tujuh harga m (7 orbital), yaitu -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3
dan seterusnya.

d. Bilangan Kuantum Spin (s).
Bilangan kuantum spin dilambangkan dengan huruf s. Bilangan kuantum ini muncul dari hasil pengamatan terhadap sinar dari uap atom-atom perak yang dilewatkan melalui medan magnet yang dilakukan oleh O. Stren dan W. Gerlach. Dari percobaan dapat diketahui bahwa bilangan kuantum spin (s) menyatakan arah perputaran electron pada sumbu orbital, dimana perputaran electron ini akan menimbulkan medan magnet.
Jika 2 (dua) electron dalam satu orbital berputar dengan arah yang berlawanan, maka medan magnet yang ditimbulkan akan saling meniadakan, sehingga hanya ada 2 kemungkinan harga bilangan kuantum spin, yaitu + ½ untuk perputaran electron yang searah dengan jarum jam, dan – ½ untuk perputaran electron yang berlawanan dengan arah jarum jam. Sehingga tiap orbital hanya dapat ditempati maksimum oleh 2 buah electron.

2. Bentuk Orbital
Sebagaimana kita ketahui bahwa electron terletak atau berada dalam suatu orbital. Bentuk orbital menggambarkan kebolehjadian menemukan electron dalam ruang di sekeliling inti. Sedangkan bentuk dan orientasi orbital ditentukan oleh bilangan kuantum. Nilai bilangan kuantum l menentukan bentuk geometris dari awan electron atau8 penyebaran peluang menemukan electron. Hal ini berarti bilangan kuantum l menentukan bentuk orbital. Nilai bilangan kuantum m menunjukkan arah ruang (orientasi) orbital, sedangkan bilangan kuantum s menunjukkan letak/posisi electron. Bentuk orbital untuk tiap sub kulit dapat dijelaskan sebagai berikut.

a. Bentuk Orbital s
Orbital s memiliki bilangan kuantum l. = 0 dan m = 0, sehingga orbital s tidak memiliki orientasi dalam ruang. Oleh karena orbital s tidak memiliki orientasi, maka bentuk orbital s dinyatakan seperti bola semitris di sekeliling inti, sebagaimana gambar berikut.



b. Bentuk Orbital p
Orbital p memiliki bilangan kuantum l. = 1 dan m = -1, 0, +1, sehingga terdapat tiga orbital p sesuai dengan jumlah bilangan kuantum magnetiknya. Bentuk orbital-orbital pada subkulit p mempunyai bentuk bola terpilin. Subkulit p mempunyai 3 orbital px, py dan pz. Ketiga orbital tersebut terletak pada 3 sumbu yang saling berpotongan tegak lurus dan ketiga orbital itu mempunyai tingkat energi yang sama. Adapun bentuk ketiga orbital px, py dan pz dapat digambarkan sebagai berikut.



c. Bentuk Orbital d
Pada subkulit d (l.=2) terdapat 5 harga m, yaitu -2, -1, 0, +1, +2, maka terdapat 5 orbital d. Bentuk orbital d terdiri dari lima orbital yaitu dx2-y2, dz2, dxz, dxy, dan dyz, yang dapat digambarkan sebagai berikut.

Read More......

model atom Rutherford

Model Atom Rutherford
Pada tahun 1910. Ernest Rutherford bersama dua orang asistennya, yaitu hans Geiger dan Ernest Marsden, melakukan percobaan dengan menembaki lempeng emas yang sangat tipis dengan partikel sinar alfa berenergi tinggi

Model Atom Rutherford
Pada tahun 1910. Ernest Rutherford bersama dua orang asistennya, yaitu hans Geiger dan Ernest Marsden, melakukan percobaan dengan menembaki lempeng emas yang sangat tipis dengan partikel sinar alfa berenergi tinggi. Sinar alfa adalah salah satu jenis radiasi yang dihasilkan oleh zat radioaktif. Partikel sinar alfa bermuatan +2 dan bermassa 4 sma. Ternyata berkas sinar a yang memiliki kecepatan 10.000 mil det-1 hampir semuanya dapat menembus lempeng emas, hanya sebagian kecil yang dibengkokkan dan dipantulkan kembali.
Secara skematik percobaan hamburan sinar a dapat digambarkan seperti Gambar



Dari percobaan penghamburan sinar alfa, sebagian besar sinar alfa menembus lempeng emas ibarat atom-atom emas merupakan bola yang beruang kosong, sebagian kecil sinar alfa dibelokkan dan dipantulkan karena sinar alfa mendekati atau menumbuk inti atom yang bermuatan positif dan bermassa besar (massa atom terpusat pada massa inti). Rutherford mengemukakan bahwa atom merupakan bola yang berongga dengan massa atom terpusatkan pada inti atom yang sangat kecil yang bermuatan positif dan dikelilingi oleh elektron-elektron yang bermuatan negatif. Elektron beredar mengitari inti pada jarak yang sangat jauh.
Model atom Rutherford digambarkan sebagai berikut :




Kelemahan model atom Rutherford yaitu tidak dapat menjelaskan mengapa elektron yang beredar mengelilingi inti tidak jatuh ke inti karena ada gaya tarik-menarik antara inti dan elektron.

Read More......

PENENTUAN UMUR FOSIL

Untuk menentukan umur fosil digunakan penanggalan C -14, Prinsip dari penanggalan C-14 didasarkan pada:

Untuk menentukan umur fosil digunakan penanggalan C -14, Prinsip dari penanggalan C-14 didasarkan pada:
a. C-14 di atmosfer selalu ada dalam jumlah yang relative tetap
b. C-14 mengalami siklus di atmosfer, termasuk yang disrap oleh tumbuhan/hewan. Jumlah C-14 yang terserap ke dalam tubuh tumbuhan/hewan dengan yang diekskresi mempunyai laju yang sama, sehingga selama tumbuhan/hewan tersebut hidup kadar (aktivitas) C-14 dalam tubuh tetap.
c. Setelah tumbuhan/hewan mati maka siklus C=14 terhenti, sehingga aktivitas (kadar) C-14 dalam tubuh akan berkurang.
d. Aktivitas C-14 dalam jaringan tubuh makhluk hidup adalah 15,3 dpm
e. Dengan mengukur aktivitas C-14 fosil maka akan diketahui umur fosil sejak hewan/tumbuhan tersebut mati sampai saat ditemukan, dengan menganggap No = 15,3 dpm dan N = aktivitas C-14 saat ditemukan.

N = No x (1/2)t/T t = waktu yang digunakan untuk aktvitas (meluruh)
T = waktu paro

Read More......

MODELATOM

Model atom

a. Ukuran atom

Sperti telah disebutkan di bagian sebelumnya, ketakterbagian atom perlahan mulai dipertanyakan. Pada saat yang sama, perhatian pada struktur atom perlahan menjadi semakin besar. Bila orang mempelajari struktur atom, ukurannya harus dipertimbangkan. Telah diketahui bahwa sebagai pendekatan volume atom dapat diperkirakan dengan membagi volume 1 mol padatan dengan konstanta Avogadro.

Latihan 2.3 Volume satu molekul air

Dengan menganggap molekul air berbentuk kubus, hitung panjang sisi kubusnya.

Dengan menggunakan nilai yang didapat, perkirakan ukuran kira-kira satu atom (nyatakan dengan notasi saintifik 10^x).

Jawab: Volume 1 mol air sekitar 18 cm³. Jadi volume 1 molekul air: v = 18 cm³/6 x 10²³ = 3x10^-23 cm³ = 30 x 10^-24 cm³. Panjang sisi kubus adalah (30 x 10^-24)^1/3 cm = 3,1 x 10^-8 cm. Nilai ini mengindikasikan bahwa ukuran atom sekitar 10^-8 cm.

Thomson mengasumsikan bahwa atom dengan dimensi sebesar itu adalah bola seragam bermuatan positif dan elektron-elektron kecil yang bermuatan negatif tersebar di bola tersebut. Dalam kaitan ini model Thomson sering disebut dengan “model bolu kismis”, kismisnya seolah elektron dan bolunya adalah atom.

b Penemuan inti atom

Setelah melakukan banyak kemajuan dengan mempelajari keradioaktifan, fisikawan Inggris Ernest Rutherford (1871-1937) menjadi tertarik pada struktur atom, asal radiasi radioaktif. Ia menembaki lempeng tipis logam (ketebalan 10⁴ atoms) dengan berkas paralel partikel α (di kemudian hari ditemukan bahwa partikel α adalah inti atom He). Ia merencanakan menentukan sudut partikel yang terhambur dengan menghitung jumlah sintilasi di layar ZnS (Gambar 2.2). Hasilnya sangat menarik. Sebagian besar partikel melalui lempeng tersebut. Beberapa partikel terpental balik. Untuk menjelaskan hal yang tak terduga ini, Rutherford mengusulkan adanya inti atom .

Sangat aneh mendapati sebagian besar partikel berbalik, dan beberapa bahkan 180 derajat. Rutherford menyatakan bahwa dalam atom harus ada partikel yang massa cukup besar sehingga patikel α yang memiliki massa sebesar massa atom helium tertolak, dan yang jari-jarinya sangat kecil.

Menurut ide Rutherford, muatan positif atom terpusat di bagian pusat (dengan jari-jari terhitung sekitar 10^-12 cm) sementara muatan negatifnya terdispersi di seluruh ruang atom. Partikel kecil di pusat ini disebut dengan inti. Semua model atom sebelumnya sebagai ruang yang seragam dengan demikian ditolak.

Namun, model atom Rutherford yang terdiri atas inti kecil dengan elektron terdispersi di sekitarnya tidak dapat menjelaskan semua fenomena yang dikenal. Bila elektron tidak bergerak, elektron akan bersatu dengan inti karena tarikan elektrostatik (gaya Coulomb). Hal ini jelas tidak mungkin terjadi sebab atom adalah kesatuan yang stabil. Bila elektron mengelilingi inti seperti planet dalam pengaruh gravitasi matahari, elektron akan mengalami percepatan dan akan kehilangan energi melalui radiasi elektromagnetik. Akibatnya, orbitnya akan semakin dekat ke inti dan akhirnya elektron akan jatuh ke inti. Dengan demikian, atom akan memancarkan spektrum yang kontinyu. Tetapi faktanya, atom yang stabil dan diketahui atom memancarkan spektrum garis (spektrum atom Bab 2.3(a) ) bukan spektrum kontinyu. Jelas diperlukan perubahan fundamenatal dalam pemikiran untuk menjelaskan semua fakta-fakta percobaan ini.

2.3 Dasar-dasar teori kuantum klasik

a Spektrum atom

Bila logam atau senyawanya dipanaskan di pembakar, warna khas logam akan muncul. Ini yang dikenal dengan reaksi nyala. Bila warna ini dipisahkan dengan prisma, beberapa garis spektra akan muncul, dan panjang gelombang setiap garis khas untuk logam yang digunakan. Misalnya, garis kuning natrium berkaitan dengan dua garis kuning dalam spektrumnya dalam daerah sinar tampak, dan panjang gelombang kedua garis ini adalah 5,890 x 10^-7 m dan 5,896 x 10^-7 m.

Bila gas ada dalam tabung vakum, dan diberi beda potensial tinggi, gas akan terlucuti dan memancarkan cahaya. Pemisahan cahaya yang dihasilkan dengan prisma akan menghasilkan garisspektra garis diskontinyu. Karena panjang gelombang cahaya khas bagi atom, spektrum ini disebut dengan spektrum atom.

Fisikawan Swiss Johann Jakob Balmer (1825-1898) memisahkan cahaya yang diemisikan oleh hidrogen bertekanan rendah. Ia mengenali bahwa panjang gelombang λ deretan garis spektra ini dapat dengan akurat diungkapkan dalam persamaan sederhana (1885). Fisikawan Swedia Johannes Robert Rydberg (1854-1919) menemukan bahwa bilangan gelombang σ garis spektra dapat diungkapkan dengan persamaan berikut (1889).

σ = 1/ λ = R{ (1/n_i² ) -(1/n_j² ) }cm^-1 ... (2.1)

Jumlah gelombang dalam satuan panjang (misalnya, per 1 cm)

n_i dan n_j bilangan positif bulat(n_i <>j) dan R adalah tetapan khas untuk gas yang digunakan. Untuk hidrogen R bernilai 1,09678 x 10⁷ m^-1.

Umumnya bilangan gelombang garis spektra atom hodrogen dapat diungkapkan sebagai perbedaan dua suku R/n². Spektra atom gas lain jauh lebih rumit, tetapi sekali lagi bilangan gelombangnya juga dapat diungkapkan sebagai perbedaan dua suku.

b Teori Bohr

Di akhir abad 19, fisikawan mengalami kesukaran dalam memahami hubungan antara panjang gelombang radiasi dari benda yang dipanaskan dan intesitasnya. Terdapat perbedaan yang besar antara prediksi berdasarkan teori elektromagnetisme dan hasil percobaan. Fisikawan Jerman Max Karl Ludwig Planck (1858-1947) berusaha menyelesaikan masalahyang telah mengecewakan fisikawan tahun-tahun itu dengan mengenalkan hipotesis baru yang kemudian disebut dengan hipotesis kuantum (1900).

Berdasarkan hipotesisnya, sistem fisik tidak dapat memiliki energi sembarang tetapi hanya diizinkan pada nilai-nilai tertentu. Dengan radiasi termal, yakni radiasi energi gelombang elektromagnetik dari zat, gelombang elektromagnetik dengan frekuensi ν dari permukaan padatan akan dihasilkan dari suatu osilator yang berosilasi di permukaan padatan pada frekuensi tersebut. Berdasarkan hipotesis Planck, energi osilator ini hanya dapat memiliki nilai diskontinyu sebagaimana diungkapkan dalam persamaan berikut.

ε=nhν(n = 1, 2, 3,....) ... (2.2)

n adalah bilangan bulat positif dan h adalah tetapan, 6,626 x 10^-34 J s, yang disebut dengan tetapan Planck.

Ide baru bahwa energi adalah kuantitas yang diskontinyu tidak dengan mudah diterima komunitas ilmiah waktu itu. Planck sendiri menganggap ide yang ia usulkan hanyalah hipotesis yang hanya diperlukan untuk menyelesaikan masalah radiasi dari padatan. Ia tidak bertjuan meluaskan hipotesisnya menjadi prinsip umum.

Fenomena emisi elektron dari permukaan logam yang diradiasi cahaya (foto-iradiasi) disebut dengan efek fotolistrik. Untuk logam tertentu, emisi hanya akan terjadi bila frekuensi sinar yang dijatuhkan di atas nilai tertentu yang khas untuk logam tersebut. Alasan di balik gejala ini waktu itu belum diketahui. Einstein dapat menjelaskan fenomena ini dengan menerapkan hipotesis kuantum pada efek fotoelektrik (1905). Sekitar waktu itu, ilmuwan mulai percaya bahwa hipotesis kuantum merupakan prinsip umum yang mengatur dunia mikroskopik.

Fisikawan Denmark Niels Hendrik David Bohr (1885-1962) berusaha mengkombinasikan hipotesis kunatum Planck dengan fisika klasik untuk menjelaskan spektra atom yang diskontinyu. Bohr membuat beberapa asumsi seperti diberikan di bawah ini dan di Gambar 2.3.

Teori Bohr

1. Elektron dalam atom diizinkan pada keadaan stasioner tertentu. Setiap keadaan stasioner berkaitan dengan energi tertentu.

2. Tidak ada energi yang dipancarkan bila elektron berada dalam keadaan stasioner ini. Bila elektron berpindah dari keadaan stasioner berenergi tinggi ke keadaan stasioner berenergi lebih rendah, akan terjadi pemancaran energi. Jumlah energinya, h ν, sama dengan perbedaan energi antara kedua keadaan stasioner tersebut.

3. Dalam keadaan stasioner manapun, elektron bergerak dalam orbit sirkular sekitar inti.

4. Elektron diizinkan bergerak dengan suatu momentum sudut yang merupakan kelipatan bilangan bulat h/2π, yakni

mvr = n(h/2π), n = 1, 2, 3,. ... (2.3)

Energi elektron yang dimiliki atom hidrogen dapat dihitung dengan menggunakan hipotesis ini. Di mekanika klasik, gaya elektrostatik yang bekerja pada elektron dan gaya sentrifugal yang di asilkan akan saling menyetimbangkan. Jadi,

e²/4πε₀r² = mv²/r ... (2.4)

Dalam persamaan 2.3 dan 2.4, e, m dan v adalah muatan, massa dan kecepatan elektron, r adalah jarak antara elektron dan inti, dan ε₀ adalah tetapan dielektrik vakum, 8,8542 x 10^-2 C² N^-1 m².

Latihan 2.4 Jari-jari orbit elektron dalam hidrogen

Turunkan persamaan untuk menentukan jari-jari orbit r elektron dalam atom hidrogen dari persamaan 2.3 dan 2.4. Jelaskan makna persamaan yang anda turunkan.

Jawab: mvr = nh/2π dapat diubah menjadi v = nh/2πmr. Dengan mensubstitusikan ini ke persamaan 2.4, anda akan mendapatkan persamaan: e²/4πε₀r² = mn²h²/4π²m²r³

Jadi r = n²ε₀h²/(2π)²me², n = 1, 2, 3,... (2.5) Persamaan 2.5 menunjukkan batasan bahwa jari-jari elektron diizinkan pada nilai tertentu saja (diskontinyu). Di sini n disebut bilangan kuantum.

Jari-jari r dapat diungkapan dalam persamaan r = n²a_B, n = 1, 2, 3,... (2.6) Dalam persamaan ini, a_B adalah jari-jari minimum bila n = 1. Nilai ini, 5,2918 x 10^-11 m, disebut dengan jari-jari Bohr.

E = mv²/2 - e²/4πε₀r ... (2.7)

Latihan 2.5 Energi elektron dalam atom hidrogen.

Dengan menggunakan persamaan 2.3 dan 2.4, turunkan persamaan yang tidak mengandiung suku v untuk mengungkapkan energi elektron dalam atom hidrogen.

Jawab: Persamaan 2.4 dapat diubah menjadi mv² = e²/4πε₀r. Dengan mensubstitusikan persamaan ini kedalam persamaan 2.7, anda dapat mendapatkan persamaan berikut setelah penyusunan ulang:

E = -me⁴/8ε₀²n²h²、n = 1 ,2 ,3... (2.8)

Jelas energi elektron akan diskontinyu, masing-masing ditentukan oleh nilai n.

Alasan mengapa nilai E negatif adalah sebagai berikut. Energi elektron dalam atom lebih rendah daripada elektron yang tidak terikat pada inti. Elektron yang tidak terikat inti disebut elektron bebas. Keadaan stasioner paling stabil elektron akan berkaitan dengan keadaan dengan n = 1. Dengan meningkatnya n, energinya menurun dalam nilai absolutnya dan menuju nol.

Spektra atom hidrogen

Menurut teori Bohr, energi radiasi elektromagnetik yang dipancarkan atom berkaitan dengan perbedaan energi dua keadaan stationer i dan j. Jadi,

ΔE = hν = │Ej - Ej│= (2π²me⁴/ε₀²h² )［(1/n_i² ) -(1/n_j² )］ n_j > n_i (2.9)

Bilangan gelombang radiasi elektromagnetik diberikan oleh:

ν = me⁴/8ε₀²n²h³)［(1/n_i² ) -(1/n_j² )］ (2.10)

Suku tetapan yang dihitung untuk kasus n_j = 2 dan n_i = 1 didapatkan identik dengan nilai yang didapatkan sebelumnya oelh Rydberg untuk atom hidrogen (lihat persamaan 2.1). Nilai yang secara teoritik didapatkan oleh Bohr (1,0973 x 10^-7 m ^-1) disebut dengan konstanta Rydberg R_∞. Deretan nilai frekuensi uang dihitung dengan memasukkan n_j = 1, 2, 3, … berkaitan dengan frekuensi radiasi elektromagnetik yang dipancarkan elektron yang kembali dari keadaan tereksitasi ke tiga keadaan stasioner, n = 1, n =2 dan n = 3. Nilai-nilai didapatkan dengan perhitungan adalah nilai yang telah didapatkan dari spektra atom hidrogen. Ketiga deret tersebut berturut-turut dinamakan deret Lyman, Balmer dan Paschen. Ini mengindikasikan bahwa teori Bohr dapat secara tepat memprediksi spektra atom hidrogen. Spektranya dirangkumkan di Gambar 2.4.

d. Hukum Moseley

Fisikawan Inggris Henry Gwyn Jeffreys Moseley (1887-1915) mendapatkan, dengan menembakkan elektron berkecepatan tinggi pada anoda logam, bahwa frekuensi sinar-X yang dipancarkan khas bahan anodanya. Spektranya disebut dengan sinar-X karakteristik. Ia menginterpretasikan hasilnya dengan menggunakan teori Bohr, dan mendapatkan bahwa panjang gelombang λ sinar- X berkaitan dengan muatan listrik Z inti. Menurut Moseley, terdapat hubungan antara dua nilai ini (hukum Moseley; 1912).

1/λ = c(Z - s)² ... (2.11)

c dan s adalah tetapan yang berlaku untuk semua unsur, dan Z adalah bilangan bulat.

Bila unsur-unsur disusun dalam urutan sesuai dengan posisinya dalam tebel periodik (lihat bab 5), nilai Z setiap unsur berdekatan akan meningkat satu dari satu unsur ke unsur berikutnya. Moseley dengan benar menginterpretasikan nilai Z berkaitan dengan muatan yang dimiliki inti. Z tidak lain adalah nomor atom.

Latihan 2.6 Perkiraan nomor atom (hukum Moseley)

Didapatkan bahwa sinar-X khas unsur yang tidak diketahui adalah 0,14299 x 10^-9 m. Panjang gelombang dari deret yang sama sinar-X khas unsur Ir (Z = 77) adalah 0,13485 x 10^-9 m. Dengan asumsi s = 7,4, perkirakan nomor atom unsur yang tidak diketahui tersebut.

Jawab: Pertama perkirakan √c dari persamaan (2.1).

[1/0,13485x10^-9(m)]^1/2= √ c. (77 x 7.4) = 69,6 √c; jadi √c = 1237,27, maka

[1/0,14299x10^-9(m)]= 1237 (z x 7.4) dan didapat z = 75

Berbagai unsur disusun dalam urutan sesuai dengan nomor atom sesuai hukum Moseley. Berkat hukum Moseley, masalah lama (berapa banyak unsur yang ada di alam?) dapat dipecahkan. Ini merupakan contoh lain hasil dari teori Bohr.

e Keterbatasan teori Bohr

Keberhasilan teori Bohr begitu menakjubkan. Teori Bohr dengan sangat baik menggambarkan struktur atom hidrogen, dengan elektron berotasi mengelilingi inti dalam orbit melingkar. Kemudian menjadi jelas bahwa ada keterbatasan dalam teori ini. Seetelah berbagai penyempurnaan, teori Bohr mampu menerangkankan spektrum atom mirip hidrogen dengan satu elektron seperti ion helium He⁺. Namun, spektra atom atom poli-elektronik tidak dapat dijelaskan. Selain itu, tidak ada penjelasan persuasif tentang ikatan kimia dapat diperoleh. Dengan kata lain, teori Bohr adalah satu langkah ke arah teori struktur atom yang dapat berlaku bagi semua atom dan ikatan kimia. Pentingnya teori Bohr tidak dapat diremehkan karena teori ini dengan jelas menunjukkan pentingnya teori kunatum untuk memahami struktur atom, dan secara lebih umum struktur materi.

Read More......

PENEMUANELEKTRON

Penemuan elektron

Menurut Dalton dan ilmuwan sebelumnya, atom tak terbagi, dan merupakan komponen mikroskopik utama materi. Jadi, tidak ada seorangpun ilmuwan sebelum abad 19 menganggap atom memiliki struktur, atau dengan kata lain, atom juga memiliki konponen yang lebih kecil. Keyakinan bahwa atom tak terbagi mulai goyah akibat perkembangan pengetahuan hubungan materi dan kelistrikan yang berkembang lebih lanjut. Anda dapat mempelajari perkembangan kronologis pemahaman hubungan antara materi dan listrik.

Tabel 2.1 Kemajuan pemahaman hubungan materi dan listrik.

Tahun	Peristiwa
1800	Penemuan baterai (Volta)
1807	isolasi Na dan Ca dengan elektrolisis (Davy)
1833	Penemuan hukum elektrolisis (Faraday)
1859	Penemuan sinar katoda (Plücker)
1874	Penamaan elektron (Stoney)
1887	Teori ionisasi (Arrhenius)
1895	Penemuan sinar-X (Röntgen)
1897	Bukti keberadaan elektron (Thomson)
1899	Penentuan e/m (Thomson)
1909-13	Percobaan tetes minyak (Millikan)

Faraday memberikan kontribusi yang sangat penting, ia menemukan bahwa jumlah zat yang dihasilkan di elektroda-elektroda saat elektrolisis (perubahan kimia ketika arus listrik melewat larutan elektrolit) sebanding dengan jumlah arus listrik. Ia juga menemukan di tahun 1833 bahwa jumlah listrik yang diperlukan untuk menghasilkan 1 mol zat di elektroda adalah tetap (96,500 C). Hubungan ini dirangkumkan sebagai hukum elektrolisis Faraday.

Faraday sendiri tidak bermaksud menggabungkan hukum ini dengan teori atom. Namun, kimiawan Irish George Johnstone Stoney (1826-1911) memiliki wawasan sehingga mengenali pentingnya hukum Faraday pada struktur materi; ia menyimpulkan bahwa terdapat satuan dasar dalam elektrolisis, dengan kata lain ada analog atom untuk kelistrikan. Ia memberi nama elektron pada satuan hipotetik ini.

Kemudian muncul penemuan menarik dari percobaan tabung vakum. Bila kation mengenai anoda bila diberikan beda potensial yang tinggi pada tekanan rendah (lebih rendah dari 10^-2 - 10^-4 Torr)), gas dalam tabung, walaupun merupakan insulator, menjadi penghantar dan memancarkan cahaya. Bila vakumnya ditingkatkan, dindingnya mulai menjadi mengkilap, memancarkan cahaya fluoresensi (Gambar 2.1). Fisikawan Jerman Julius Plücker (1801-1868) berminat pada fenomena ini dan menginterpreatsinya sebagai beikut: beberapa partikel dipancarkan dari katoda. Ia memmebri nama sinar katoda pada partikel yang belum teridentifikasi ini (1859).

Torr adalah satuan tekanan yang sering digunakan untuk mendeskripsikan tingkat vakum. (1 Torr = 133, 3224 Pa)

Patikel yang belum teridentifikasi ini, setelah dipancarakan dari katoda, akan menuju dinding atbung atau anoda. Ditemukan bahwa partikel tersebut bermuatan karena lintasan geraknya akan dibelokkan bila medan magnet diberikan. Lebih lanjut, sifat cahaya tidak bergantung jenis logam yang digunakan dalam tabung katoda, maupun jenis gas dalam tabung pelucut ini. Fakta-fakta ini menyarankan kemungkinan bahwa partikel ini merupakan bahan dasar materi.

Fisikawan Inggris Joseph John Thomson (1856-1940) menunjukkan bahwa partikel ini bermuatan negatif. Ia lebih lanjut menentukan massa dan muatan partikel dengan memperkirakan efek medan magnet dan listrik pada gerakan partikel ini. Ia mendapatkan rasio massa dan muatannya. Untuk mendapatkan nilai absolutnya, salah satu dari dua tersebut harus ditentukan.

Fisikawan Amerika Robert Andrew Millikan (1868-1953) berhasil membuktikan dengan percobaan yang cerdas adanya partikel kelistrikan ini. Percobaan yang disebut dengan percobaan tetes minyak Millikan. Tetesan minyak dalam tabung jatuh akibat pengaruh gravitasi. Bila tetesan minyak memiliki muatan listrik, gerakannya dapat diatur dengan melawan gravitasi dengan berikan medan listrik. Gerakan gabungan ini dapat dianalisis dengan fisikan klasik. Millikan menunjukkan dengan percobaan ini bahwa muatan tetesan minyak selalu merupaka kelipatan 1,6x10^-19 C. Fakta ini berujung pada nilai muatan elektron sebesar 1,6 x 10^-19 C.

Rasio muatan/massa partikel bermuatan yang telah diketahui selama ini sekitar 1/1000 (C/g). Ratio yang didapatkan Thomson jauh lebih tinggnilai tersebut (nilai akurat yang diterima adalah 1,76 x10⁸ C/g), dan penemuan ini tidak masuk dalam struktur pengetahuan yang ada saat itu. Partikel ini bukan sejenis ion atau molekul, tetapi harus diangap sebagai bagian atau fragmen atom.

Latihan 2.1 Perhitungan massa elektron.

Hitung massa elektron dengan menggunakan nilai yang didapat Millikan dan Thomson.

Jawab: Anda dapat memperoleh penyelesaian dengan mensubstitusikan nilai yang didapat Millikan pada hubungan: muatan/massa = 1,76 x 10⁸ (C g^-1). Maka, m = e/(1,76 x 10⁸ C g^-1) = 1,6 x 10^-19 C/(1,76 x 10⁸C g^-1) = 9,1 x 10^-28 g.

Muatan listrik yang dimiliki elektron (muatan listrik dasar) adalah salah satu konstanta universal dan sangat penting.

Latihan 2.2 Rasio massa elektron dan atom hidrogen.

Hitung rasio massa elektron dan atom hidrogen.

Jawab: Massa m_H atom hidrogen atom adalah: m_H = 1 g/6 x 10²³ = 1,67 x 10^-24g. Jadi, m_e : m_H = 9,1 x 10^-28g : 1,67 x10^-24g = 1 : 1,83 x 10³.

Sangat menakjubkan bahwa massa elektron sangat kecil. Bahkan atom yang paling ringanpun, hidrogen, sekitar 2000 kali lebih berat dari massa elektron.

Read More......