OLEH: SURATNO, S.Pd SMA NEGERI COLOMADU- KRA ATOM dan MOLEKUL OLEH: SURATNO, S.Pd SMA NEGERI COLOMADU- KRA

TEORI PERKEMBANGAN ATOM DEFINISI ATOM Salah satu konsep ilmiah tertua adalah bahwa semua materi dapat dipecah menjadi zarah (partikel) terkecil, dimana partikel-partikel itu tidak bisa dibagi lebih lanjut. A : Tidak, Tomos : memotong. Dinamakan atom karena dianggap tidak dapat dipecah lagi

ADA BEBERAPA MODEL/TEORI TENTANG ATOM 1. TEORI ATOM DALTON 2. TEORI ATOM THOMSON DAN LORENTZ 3. TEORI ATOM ROUTHERFORD 4. TEORI ATOM BOHR 5. TEORI ATOM RUTHERFORD – BOHR 6. TERI ATOM MODERN

1. Teori Atom Dalton (1743 – 1844) Atom merupakan partikel terkecil yang tidak dapat dibagi lagi. Atom adalah kekal ( Tidak dapat diciptana dibelah atau dimusnahkan ). Atom –atom setiap unsur adalah sama , tetapi berbeda untuk unsur lain. Atom-atom dari unsur yang berbeda dapat bergabung membentuk molekul/zat yng lebih komplek ( senyawa ) atom

2. TEORI ATOM THOMSON DAN LORENTZ Aton merupakan bola yang bermuatan positif/ partikel positif ( proton ) dan dipermukaan bola terdapat partikel-partikel yang bermuatan negatif (elektron) - Atom ibarat ONDE-2 - Atom ibarat ROTI KISMIS ATOM LORENTZ Pada prinsipnya sama dengan atom thomson, hanya partikel positif dan partikel negatif tersebar merata pada bagian bola dan saling meneteralkan, sehingga atom ibarat makanan LENTHO e e e e e e atomThomson e p p e e p Atom Lorentz

3. TEORI ATOM RUTHERFORD *Sebagian dari massa dan muatan (+) sebuah atom berpusat pada daerah yang sempit yang disebut inti atom, sebagian besar atom merupakan ruang kosong. *Besarnya muatan pada inti berbeda untuk atom yang berbeda dan kira-kira setengah dari nilai numerik bobot atom suatu unsur. *Diluar inti suatu atom harus terdapat elektron yang jumlahnya sama dengan satuan muatan inti (agar atom netral) dan bergerak mengelilingi inti atom *terdapat gaya tarik-menarik ( gaya elektrostatika ) yang besarnya sama dengan gaya sentripetal elektron dalam bergerak mengelilingi inti atom (gmb ) (Fc=Fs ) *Elektron dalam begerak mengelilingi inti atom mempunyai bergi kinetik dan energi potensial yang disebut energi total.(E tot = Ek +Ep ) p Fs=Fs e e Atom Rutherford

KELEMAHAN teori CATATAN BERTENTANGAN DENGAN TEORI GELOMBANG ELEKTROMAGNETIK MAXWELL TIDAK DAPAT MENERANGKAN ADANYA SPEKTRUM ATOM HIDROGEN CATATAN DALAM TEORI ATOM MODERN ATOM TERSUSUN DARI PARTIKEL – PARTIKEL SUB ATOM YAITU ELEKTRON , PROTON DAN NEUTRON

SPEKTRUM ATOM HYDROGEN

Spekrum atom hydrogen adalh berupa GARIS /PITA /DERET yang berada disekitar cahaya tampak Sinar Infra merah DERET Pfund n=5 DERET Breaket n=4 DERET Pashen n=3 DERET Balmer n=2 Cahaya tampak DERET Lyman n=1 Sinar ultra violet

Panjang gelombang tiap DERET Secara umum dapat dituliskan: Dimana:  mak jika nB = nA +1  min jika Nb = ~

4. TEORI ATOM BOHR Atom terdiri dari inti atom yang bermuatan positif dan elektron yang bergerak mengelilingi inti atom dalam lintasan stasioner/ tertentu (n) Secara elektrostatika, elektron harus bergerak mengelilingi inti agar tidak tertarik ke inti Namun berdasarkan fisika klasik benda yang bergerak memutar akan melepaskan energi yang lama kelamaan akan menghabiskan energi elektron itu sendiri dan kemudian kolaps Niels Bohr mengungkapkan bahwa dilema diatas dapat dipecahkan oleh teori Planck BA =5

Model Bohr untuk Atom Hidrogen

Keterangan Lintasan yang diizinkan untuk elektron dinomori n = 1, n = 2, n =3 dst. Bilangan ini dinamakan bilangan kuantum, huruf K, L, M, N juga digunakan untuk menamakan lintasan Jari-jari orbit diungkapkan dengan 1², 2², 3², 4², …n². Untuk orbit tertentu dengan jari-jari minimum R1= 0,53 Å Sehingga berlaku : Rn = n²R1 Jika elektron tertarik ke inti dan dimiliki oleh orbit n, energi dipancarkan dan energi elektron menjadi lebih rendah sebesar

Konstanta B/h identik dengan hasil dari R x c dalam persamaan Balmer Konstanta B/h identik dengan hasil dari R x c dalam persamaan Balmer. Jika persamaan diatas dihitung maka frekuensi yang diperoleh adalah frekuensi garis merah dalam deret Balmer.

)

Kelemahan Teori Bohr Keberhasilan teori Bohr terletak pada kemampuannya untuk meeramalkan garis-garis dalam spektrum atom hidrogen Salah satu penemuan lain adalah sekumpulan garis-garis halus, terutama jika atom-atom yang dieksitasikan diletakkan pada medan magnet Struktur garis halus ini dijelaskan melalui modifikasi teori Bohr tetapi teori ini tidak pernah berhasil memerikan spektrum selain atom hidrogen

5.TEORI ATOM RUTHERFORD - BOHR Gagasan Bohr dalam menggabungkan teori klasik dan kuantum Hanya ada seperangkat orbit tertentu yang diizinkan bagi satu elektron dalam atom hidrogen Elektron hanya dapat berpindah/transisi dari satu lintasan stasioner ke yang lainnya dengan melibatkan sejumlah energi menurut Planck, jika terjadi transisi dari lintasan dalam ke lintasan luar maka memerlukan/menyerap energi ( E= hf ) dan jika sebaliknya maka melepas energi Lintasan stasioner yang diizinkan mencerminkan sifat-sifat elektron yang mempunyai besaran yang khas. Momentum sudut harus merupakan kelipatan bulat dari h/2 atau menjadi nh/2.

Jika terjadi transisi elektron dari suatu lintasan ke lintasan jauh tak hingga , maka terjadi peristiwa Ionisasi Besarnya energi untuk mengionisasi suatu elektron ( Ei )dari suatu lintasan n dengan energi (En) adalah: Ei = E akhir – En = 0 – En Ei = En

ATOM BERELEKTRON BANYAK Bilangan Kuantum Kedudukan elektron dalam atom dapat diterangkan dengan persamaan fungsi gelombang Schrödinger () Penyelesaian  diperoleh 3 Bilangan: Bilangan Kuantum Utama (n) Bilangan Kuantum Azimuth (l) Bilangan Kuantum Magnetik (m) 2 elektron dalam 1 orbital dibedakan dengan Bilangan Kuantum Spin (s)

Bilangan Kuantum Utama (n) Menunjukkan tingkat energi elektron (kulit) n = 1 2 3 4 5 6 7 … Kulit = K L M N O P Q

Bilangan KuantumOrbital/Azimuth (l) Menunjukkan subtingkat energi elektron (subkulit) l = 0, …, sampai (n – 1) l = 1 2 3 … Subkulit = s p d f

Bilangan Kuantum Magnetik (m) Menunjukkan orbital m = – l, …, sampai + l l = m = Orbital = s l = 2 m = –2 –1 +1 +2 Orbital = d l = 1 m = –1 +1 Orbital = p l = 3 m = –3 –2 –1 +1 +2 +3 Orbital = f

Bilangan Kuantum Spin (s) Menunjukkan arah putar pada porosnya (spin) s = + ½ atau = ↑ s = – ½ atau = ↓

Konfigurasi Elektron Aturan Aufbau 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s 7p 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, …

Konfigurasi Elektron ↑↓ ↑ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ 2. Aturan Hund 8O = 1s2, 2s2, 2p4 1s 2s 2p (Salah) ↑↓ ↑ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

Konfigurasi Elektron 3. Aturan Larangan Pauli Bilangan Kuantum 8 elektron O : e1 : n = 1, l = 0, m = 0, s = + ½ e2 : n = 1, l = 0, m = 0, s = – ½ e3 : n = 2, l = 0, m = 0, s = + ½ e4 : n = 2, l = 0, m = 0, s = – ½ e5 : n = 2, l = 1, m = –1, s = + ½ e6 : n = 2, l = 1, m = 0, s = + ½ e7 : n = 2, l = 1, m = +1, s = + ½ e8 : n = 2, l = 1, m = –1, s = – ½

Konfigurasi Elektron LANGMUIR 3 Konfigurasi Elektron LANGMUIR Elektron mengisi kulit baru setelah yg lebih dalam penuh. Maksimal e tiap kulit : 2, 8, 8, 18, 18, 32 BURY Elektron terluar tidak lebih dari 8. Kulit tidak berisi lebih dari 8 e, kecuali kulit yg lebih luar telah terisi. Maksimal e tiap kulit : 2, 8, 18, dan 32

Bentuk Orbital s

Orbital p

Orbital d

Salah satu dari 7 orbital f

CONTOH SOAL 1.Hitunglah jari – jari elektron pada bilangan kwantum 3 jika jari-jari lintasan elektron pada bilangan kuantum 1 = 5,3 x 10 m 2. Hitung panjang gelombang terbesar dari deret Balmer 3. Hitung frekuensi dari deret Lyman tingkat dua ( nB = 3 )

Lanjutan contoh soal 4. Hitung energi untuk mengionisasi suatu elektron dari lintasan n=1, n= 2, n=3, n=4 5. Berapakah besar kecepatan elektron pada atom hidrogen yang jari-jarinya 0,1 nm (petunjuk : )

Lanjutan cs 6. Berapa nilai bil kuantum momentum anguler (l) dan magnetik (ml) yang diperbolehkan untuk bilangan kuantum n = 3? 7. Tuliskan nilai l dan ml untuk bilangan kuantum n = 4!

Lanjutan cs Tingkat energi atom atau kulit diberikan oleh nilai n, semakin kecil n semakin kecil pula tingkat energi Tingkatan/kulit atom memiliki subkulit yang ditandai dengan bentuk orbital berdasarkan garis spektroskopi l = 0 ditandai subkulit s (sharp) l = 1 ditandai subkulit p (principal) l = 2 ditandai subkulit d (diffuse) dan l = 3 ditandai subkulit f (fundamental) Sehingga untuk n = 2 dan l = 0 dinamakan subkulit 2s.

MOLEKUL LIHAT pada Power point MOLEKUL- ZAT PADAT DAN PITA ENERGI