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. Setelah 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 yang 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 kuantum untuk memahami struktur atom, dan secara lebih umum struktur materi.
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 karakteristik sinar-X. Ia menginterpretasikan hasilnya dengan menggunakan teori Bohr, dan mendapatkan bahwa panjang gelombang λ sinar-X berkaitan dengan muatan listrik inti Z. 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 perkirakanlah nomor atom unsur yang tidak diketahui tersebut.
Jawab:
Pertama perkirakan √c dari persamaan (2.1).
[1/0,13485x10−9(m)]1/2
= √ c. (77 – 7,4)
= 69,6 √c;
jadi
√c = 1237,27,
maka
[1/0,14299x10−9(m)]= 1237 (Z – 7,4) dan didapat Z = 75
Berbagai unsur disusun dalam urutan 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.
c. Spektra Atom Hidrogen
Menurut teori Bohr, energi radiasi elektromagnetik yang dipancarkan atom berkaitan dengan perbedaan energi dua keadaan stasioner i dan j. Jadi,
ΔE=hν =│Ej - Ej│= (2π2me4/ε02h2 )［(1/ni2 ) -(1/nj2 )］ nj > ni (2.9)
Bilangan gelombang radiasi elektromagnetik diberikan oleh:
ν = me4/8ε02n2h3)［(1/ni2 ) -(1/nj2 )］ (2.10)
Suku tetapan yang dihitung untuk kasus nj = 2 dan ni = 1 didapatkan identik dengan nilai yang didapatkan sebelumnya oleh 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 yang dihitung dengan memasukkan nj = 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.
Gambar 2.4 Spektra atom hidrogen. Teori Bohr dapat menjelaskan semua transisi.
b. Teori Bohr
Pada akhir abad 19, fisikawan mengalami kesukaran dalam memahami hubungan antara panjang gelombang radiasi dari benda yang dipanaskan dan intensitasnya. Terdapat perbedaan yang besar antara prediksi berdasarkan teori elektromagnetisme dan hasil percobaan. Fisikawan Jerman Max Karl Ludwig Planck (1858-1947) berusaha menyelesaikan masalah yang telah mengecewakan fisikawan pada 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,....) Persamaan (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). Pada 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
(i) Elektron dalam atom diizinkan pada keadaan stasioner tertentu. Setiap keadaan stasioner berkaitan dengan energi tertentu.
(ii) 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.
(iii) Dalam keadaan stasioner manapun, elektron bergerak dalam orbit sirkular sekitar inti.
(iv) Elektron diizinkan bergerak dengan suatu momentum sudut yang merupakan kelipatan bilangan bulat h/2π, yakni mvr = n(h/2π), n = 1, 2, 3,. Persamaan (2.3)
Gambar 2.3 Model Bohr. Elektron akan berotasi dalam orbit sirkular di sekililing inti. Nilai jari-jarinya dikontinyu dan dapat diprediksikan dari teori Bohr.
Energi elektron yang dimiliki atom hidrogen dapat dihitung dengan menggunakan hipotesis ini. Dalam mekanika klasik, gaya elektrostatik yang bekerja pada elektron dan gaya sentrifugal yang dihasilkan akan saling menyetimbangkan. Jadi,
e2/4πε0r2 = mv2/r Persamaan (2.4)
Dalam persamaan 2.3 dan 2.4, e, m dan v masing-masing adalah muatan, massa dan kecepatan elektron, r adalah jarak antara elektron dan inti, dan ε0 adalah tetapan dielektrik vakum, 8,8542 x 10–2C2N–1m2.
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 kita turunkan.
Jawab:
mvr = nh/2π dapat diubah menjadi v = nh/2πmr. Dengan mensubstitusikan persamaan ini ke persamaan 2.4, kita akan mendapatkan persamaan:
e2/4πε0r2 = mn2h2/4π2m2r3
Jadi
r = n2ε0h2/(2π)2me2, n = 1, 2, 3,... Persamaan (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 = n2aB, n = 1, 2, 3,... Persamaan (2.6)
Dalam persamaan ini,aB adalah jari-jari minimum bila n = 1. Nilai ini, 5,2918 x 10–11 m, disebut dengan jari-jari Bohr.
Energi elektron dalam atom hidrogen merupakan jumlah energi kinetik dan energi potensilanya, Jadi
E = mv2/2 - e2/4πε0r Persamaan (2.7)
Latihan 2.5 Energi elektron dalam atom hidrogen.
Dengan menggunakan persamaan 2.3 dan 2.4, turunkan persamaan yang tidak mengandung 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, kita dapat mendapatkan persamaan berikut setelah penyusunan ulang:
E = -me4/8ε02n2h2、 n = 1 ,2 ,3... Persamaan (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 mutlaknya dan mendekati nol.
a. Spektrum Atom
Bila logam atau senyawanya dipanaskan di pembakar atau pemanas, 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 setiap jenis logam yang dibakar. 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 garis spektra garis diskontinyu. Karena panjang gelombang cahaya khas bagi atom, spektrum ini disebut dengan spektrum atom.
Fisikawan Swiss Johan 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 (Jumlah gelombang dalam satuan panjang (misalnya, per 1 cm)) σ garis spektra dapat diungkapkan dengan persamaan berikut (1889).
σ = 1/ λ = R{ (1/ni2 ) - (1/nj2 ) }cm–1 Persamaan (2.1)
ni dan nj bilangan bulat positif (ni < nj) dan R adalah tetapan khas untuk gas yang digunakan. Untuk hidrogen R bernilai 1,09678 x 10–7 m–1.
Umumnya bilangan gelombang garis spektra atom hidrogen 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.
2.3 Dasar-Dasar Teori Atom Klasik
Spektrum atom, teori Bohr, spektra atom hidrogen, dan hukum Moseley.
b. Penemuan Inti Atom
Setelah melakukan banyak kemajuan dengan mempelajari keradioaktifan, fisikawan Inggris Ernest Rutherford (1871-1937) menjadi tertarik pada struktur atom, yang merupakan asal radiasi radioaktif. Ia menembaki lempeng tipis logam (ketebalan 104Å) 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 pada layar ZnS (Gambar 2.2). Hasilnya sangat menarik dan diluar dugaan Rutherford. Sebagian besar partikel melalui lempeng tersebut. Sebagian partikel dipantulkan balik. Untuk menjelaskan hal yang tak terduga ini, Rutherford mengusulkan adanya inti atom .
Gambar 2.2 Percobaan hamburan partikel α Rutherford
Sangat aneh mendapati sebagian besar partikel berbalik, dan beberapa bahkan dipantulkan dengan sudut 180 derajat. Rutherford menyatakan bahwa dalam atom harus ada partikel yang massanya cukup besar sehingga patikel α yang memiliki massa sebesar massa atom helium dipantulkan dan memiliki jari-jari yang 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 yang menyatakan atom 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 telah dikenal pada waktu itu. 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 stabil dan diketahui atom memancarkan spektrum garis (dibahas dalam spektrum atom) bukan spektrum kontinyu. Jelas diperlukan perubahan fundamenatal dalam pemikiran untuk menjelaskan semua fakta-fakta percobaan ini.
a. Ukuran Atom
Seperti telah disebutkan di bagian sebelumnya, ketakterbagian atom perlahan mulai dipertanyakan. Pada saat yang sama, perhatian pada struktur atom perlahan menjadi semakin besar. Bila ilmuwan 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 atau notasi ilmiah 10x).
Jawab:
Volume 1 mol air sekitar 18 cm3. Jadi volume 1 molekul air adalah:
V = 18 cm3/6,022 x 1023 = 3x10-23 cm3 = 30 x 10-24 cm3. Panjang sisi kubus adalah
(30 x 10-24 cm3)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 permukaan bola tersebut. Dalam kaitan ini model Thomson sering disebut dengan “model bolu kismis”, kismisnya seolah elektron dan bolunya adalah atom.
2.2 Model Atom
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 permukaan bola tersebut. Dalam kaitan ini model Thomson sering disebut dengan “model bolu kismis”, kismisnya seolah elektron dan bolunya adalah atom.
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 yang menyatakan atom sebagai ruang yang seragam dengan demikian ditolak.
2.1 Penemuan Struktur Atom
Menurut Dalton dan ilmuwan sebelumnya, atom adalah partikel terkecil yang tak dapat terbagi lagi, dan merupakan komponen mikroskopik utama penyusun semua materi. Jadi, tidak ada seorangpun ilmuwan sebelum abad 19 menganggap atom memiliki struktur, atau dengan kata lain, atom juga memiliki komponen yang lebih kecil.
Keyakinan bahwa atom tak terbagi mulai goyah akibat perkembangan pengetahuan hubungan materi dan kelistrikan yang berkembang lebih lanjut. Kita 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 melewati larutan elektrolit) sebanding dengan jumlah arus listrik. Ia juga menemukan pada 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 hipotesis ini.
Kemudian muncul penemuan menarik dari percobaan tabung vakum. Bila kation mengenai anoda saat diberikan beda potensial yang tinggi pada tekanan rendah (lebih rendah dari 10–2 - 10–4 Torr. Torr adalah satuan tekanan yang sering digunakan untuk mendeskripsikan tingkat vakum, (1 Torr = 133, 3224 Pa)), 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 memberi nama sinar katoda pada partikel yang belum teridentifikasi ini (1859).
Gambar 2.1 Penemuan sinar katoda. Sinar katoda dihasilkan dalam tabung vakum bila vakum tinggi memberikan informasi yang sangat penting pada struktur atom.
Patikel yang belum teridentifikasi ini, setelah dipancarkan dari katoda, akan menuju dinding tabung 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 hal 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 memberikan medan listrik. Gerakan gabungan ini dapat dianalisis dengan fisika klasik. Millikan menunjukkan dengan percobaan ini bahwa muatan tetesan minyak selalu merupakan kelipatan 1,6x10–19 C. Fakta ini berujung pada nilai muatan elektron yaitu sebesar 1,6x10–19 C.
Rasio muatan/massa ("/" artinya "berbanding") partikel bermuatan yang telah diketahui selama ini sekitar 1/1000 (C/g). Ratio yang didapatkan Thomson jauh lebih tinggi dari nilai tersebut (nilai akurat yang diterima adalah 1,76 x108 C/g), dan penemuan elektron tidak masuk dalam struktur pengetahuan yang ada saat itu. Partikel ini bukan sejenis ion atau molekul, tetapi harus diangap sebagai bagian atau komponen penyusun atom.
Latihan 2.1 Perhitungan massa elektron.
Hitung massa elektron dengan menggunakan nilai yang didapat Millikan dan Thomson.
Jawab:
Kita dapat memperoleh penyelesaian dengan mensubstitusikan nilai yang didapat Millikan pada hubungan: muatan/massa = 1,76 x108 C/g). Maka, m = e/(1,76 x108 C/g)) = 1,6x10–19 C/(1,76 x108 C/g) = 9,1 x10-28 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 mH atom hidrogen adalah: mH = 1 g/6,022 x 1023 = 1,67 x 10-24g.
Jadi, me : mH = 9,1 x 10-28g : 1,67 x 10-24g = 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.
2. Struktur Atom
Kemajuan yang sangat pesat dalam sains (kimia, fisika, biologi dan matematika) dan teknologi (peralatan labolatorium modern) pada paruh pertama abad 20 ditandai dengan perkembangan paralel teori dan percobaan. Sungguh menakjubkan mengikuti perkembangan saintifik (metode saintifik dan pendekatan saintifik atau yang kita sebut juga metode ilmiah) sebab kita dapat dengan jelas melihat berbagai lompatan perkembangan ini. Sungguh kemajuan pesat sejak dari penemuan elektron, teori kuantum Planck, penemuan inti atom oleh Rutherford, teori Bohr, sampai dikenalkan teori mekanika kuantum yang merangsang kepuasan intelektual. Dalam kimia penemuan ide umum orbital dan konfigurasi elektron memiliki signifikansi khusus. Ide-ide ini dapat dianggap sebagai modernisasi dan pelengkapan teori atom. Mempelajari struktur atom adalah keharusan bagi para ahli kimia.
Latihan 1
1.1 Isotop.
Karbon alami adalah campuran dua isotop, 98,90(3)% 12C dan 1,10(3)% 13C. Hitung massa atom karbon.
Jawab.
Massa atom karbon = 12 x 0,9890 + 13 x 0,0110 = 12,01(1)
1.2 Konstanta Avogadro.
Intan adalah karbon murni. Hitung jumlah atom karbon dalam 1 karat (0,2 g) intan.
Jawab.
Jumlah atom karbon = [0,2 (g)/12,01 (g mol–1)] x 6,022 x 1023(mol–1) = 1,00 x 1022
1.3 Hukum perbandingan berganda.
Komposisi tiga oksida nitrogen A, B dan C diuji. Tunjukkan bahwa hasilnya konsisten dengan hukum perbandingan berganda: massa nitrogen yang bereaksi dengan 1 g oksigen dalam tiap oksida: Oksida A: 1,750 g, oksida B: 0,8750 g, oksida C: 0,4375 g.
Jawab.
Bila hukum perbandingan berganda berlaku, rasio massa nitrogen yang terikat pada 1 g oksigen harus merupakan bilangan bulat.
Hasilnya cocok dengan hukum perbandingan berganda.
1.4 Massa atom.
Tembaga yang ada di alam dianalisis dengan spektrometer massa. Hasilnya: 63Cu 69,09% 65Cu 30,91%. Hitung massa atom Cu. Massa 63Cu dan 65Cu adalah 62,93 dan 64,93 sma.
Jawab.
Massa atom Cu=62,93 x (69,09/100) + 64,93 x (30,91/100) = 63,55 (sma)
1.5 Mol.
Bila kumbang menyengat korbannya, kumbang akan menyalurkan sekitar 1 mg (1x 10–6 g) isopentil asetat C7H14O2. Senyawa ini adalah komponen fragrant pisang, dan berperan sebagai materi pentransfer informasi untuk memanggil kumbang lain. Berapa banyak molekul dalam 1 mg isopentil asetat?
Jawab.
Massa molekular isopentil asetat adalah M = 7 x 12,01 + 14 x 1,008 + 2 x 16,00 = 130.18 (g mol–1). Jumlah mol: 1,0 x 106 (g)/130,18(g mol–1) = 7,68 x 10–9(mol) Jumlah molekul 1 mg isopentil asetat: 7,68 x 10–9(mol) x 6,022 x 1023 (mol–1) = 4,6 x 1015
1.6 Massa molekul hidrogen.
Massa atom hidrogen adalah 1,008. Hitung massa molekul hidrogen.
Jawab.
Massa molar hidrogen adalah 2,016 x 10–3 kg mol–1. Massa satu molekul hidrogen = [2,016 x 10–3 (kg mol–1)]/[6,022 x 1023(mol–1) = 3,35 x 10–27(kg).
