Penemuan Elektron

Kemajuan yang sangat pesat dalam sains paruh pertama abad 20 ditandai dengan perkembangan paralel teori dan percobaan. Sungguh menakjubkan mengikuti perkembangan saintifik sebab kita dapat dengan jelas melihat dengan jelas berbagai lompatan perkembangan ini. Sungguh kemajuan dari penemuan elektron, sampai teori kuantum Planck, sampai penemuan inti atom Rutherford, teori Bohr, sampai dikenalkan teori mekanika kuantum merangsang kepuasan intelektual. Dalam kimia penemuan ide umum orbital dan konfigurasi elektron memiliki signifaksi khusus. Ide-ide ini dapat dianggap sebagai baik modernisasi dan pelengkapan teori atom.

2.1 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 1,6×10^-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.
sumber: http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia_dasar/struktur_atom1/penemuan-elektron/

Stoikiometri

a. Tahap awal stoikiometri
Di awal kimia, aspek kuantitatif perubahan kimia, yakni stoikiometri reaksi kimia, tidak mendapat banyak perhatian. Bahkan saat perhatian telah diberikan, teknik dan alat percobaan tidak menghasilkan hasil yang benar.
Salah satu contoh melibatkan teori flogiston. Flogistonis mencoba menjelaskan fenomena pembakaran dengan istilah “zat dapat terbakar”. Menurut para flogitonis, pembakaran adalah pelepasan zat dapat etrbakar (dari zat yang terbakar). Zat ini yang kemudian disebut ”flogiston”. Berdasarkan teori ini, mereka mendefinisikan pembakaran sebagai pelepasan flogiston dari zat terbakar. Perubahan massa kayu bila terbakar cocok dengan baik dengan teori ini. Namun, perubahan massa logam ketika dikalsinasi tidak cocok dengan teori ini. Walaupun demikian flogistonis menerima bahwa kedua proses tersebut pada dasarnya identik. Peningkatan massa logam terkalsinasi adalah merupakan fakta. Flogistonis berusaha menjelaskan anomali ini dengan menyatakan bahwa flogiston bermassa negatif.
Filsuf dari Flanders Jan Baptista van Helmont (1579-1644) melakukan percobaan “willow” yang terkenal. Ia menumbuhkan bibit willow setelah mengukur massa pot bunga dan tanahnya. Karena tidak ada perubahan massa pot bunga dan tanah saat benihnya tumbuh, ia menganggap bahwa massa yang didapatkan hanya karena air yang masuk ke bijih. Ia menyimpulkan bahwa “akar semua materi adalah air”. Berdasarkan pandangan saat ini, hipotesis dan percobaannya jauh dari sempurna, tetapi teorinya adalah contoh yang baik dari sikap aspek kimia kuantitatif yang sedang tumbuh. Helmont mengenali pentingnya stoikiometri, dan jelas mendahului zamannya.
Di akhir abad 18, kimiawan Jerman Jeremias Benjamin Richter (1762-1807) menemukan konsep ekuivalen (dalam istilah kimia modern ekuivalen kimia) dengan pengamatan teliti reaksi asam/basa, yakni hubungan kuantitatif antara asam dan basa dalam reaksi netralisasi. Ekuivalen Richter, atau yang sekarang disebut ekuivalen kimia, mengindikasikan sejumlah tertentu materi dalam reaksi. Satu ekuivalen dalam netralisasi berkaitan dengan hubungan antara sejumlah asam dan sejumlah basa untuk mentralkannya. Pengetahuan yang tepat tentang ekuivalen sangat penting untuk menghasilkan sabun dan serbuk mesiu yang baik. Jadi, pengetahuan seperti ini sangat penting secara praktis.
b. Massa atom relatif dan massa atom
Dalton mengenali bahwa penting untuk menentukan massa setiap atom karena massanya bervariasi untuk setiap jenis atom. Atom sangat kecil sehingga tidak mungkin menentukan massa satu atom. Maka ia memfokuskan pada nilai relatif massa dan membuat tabel massa atom (gambar 1.3) untuk pertamakalinya dalam sejarah manusia. Dalam tabelnya, massa unsur teringan, hidrogen ditetapkannya satu sebagai standar (H = 1). Massa atom adalah nilai relatif, artinya suatu rasio tanpa dimensi. Walaupun beberapa massa atomnya berbeda dengan nilai modern, sebagian besar nilai-nilai yang diusulkannya dalam rentang kecocokan dengan nilai saat ini. Hal ini menunjukkan bahwa ide dan percobaannya benar.
Kemudian kimiawan Swedia Jons Jakob Baron Berzelius (1779-1848) menentukan massa atom dengan oksigen sebagai standar (O = 100). Karena Berzelius mendapatkan nilai ini berdasarkan analisis oksida, ia mempunyai alasan yang jelas untuk memilih oksigen sebagai standar. Namun, standar hidrogen jelas lebih unggul dalam hal kesederhanaannya. Kini, setelah banyak diskusi dan modifikasi, standar karbon digunakan. Dalam metoda ini, massa karbon ¹²C dengan 6 proton dan 6 neutron didefinisikan sebagai 12,0000. Massa atom dari suatu atom adalah massa relatif pada standar ini. Walaupun karbon telah dinyatakan sebagai standar, sebenarnya cara ini dapat dianggap sebagai standar hidrogen yang dimodifikasi.
Soal Latihan 1.1 Perubahan massa atom disebabkan perubahan standar. Hitung massa atom hidrogen dan karbon menurut standar Berzelius (O = 100). Jawablah dengan menggunakan satu tempat desimal.
Jawab.
Massa atom hidrogen = 1 x (100/16) = 6,25 (6,3), massa atom karbon = 12 x (100/16)=75,0
Massa atom hampir semua unsur sangat dekat dengan bilangan bulat, yakni kelipatan bulat massa atom hidrogen. Hal ini merupakan kosekuensi alami fakta bahwa massa atom hidrogen sama dengan massa proton, yang selanjutnya hampir sama dengan massa neutron, dan massa elektron sangat kecil hingga dapat diabaikan. Namun, sebagian besar unsur yang ada secara alami adalah campuran beberapa isotop, dan massa atom bergantung pada distribusi isotop. Misalnya, massa atom hidrogen dan oksigen adalah 1,00704 dan 15,9994. Massa atom oksigen sangat dekat dengan nilai 16 agak sedikit lebih kecil.
Contoh Soal 1.2 Perhitungan massa atom. Hitung massa atom magnesium dengan menggunakan distribsui isotop berikut: ²⁴Mg: 78,70%; ²⁵Mg: 10,13%, ²⁶Mg: 11,17%.
Jawab:
0,7870 x 24 + 0,1013 x 25 +0,1117 x 26 = 18,89+2,533+2,904 = 24,327(amu; lihat bab 1.3(e))
Massa atom Mg = 18,89 + 2,533 + 2,904 =24.327 (amu).
Perbedaan kecil dari massa atom yang ditemukan di tabel periodik (24.305) hasil dari perbedaan cara dalam membulatkan angkanya.
Massa molekul dan massa rumus
Setiap senyawa didefinisikan oelh rumus kimia yang mengindikasikan jenis dan jumlah atom yang menyususn senyawa tersebut. Massa rumus (atau massa rumus kimia) didefinisikan sebagai jumlah massa atom berdasarkan jenis dan jumlah atom yang terdefinisi dalam rumus kimianya. Rumus kimia molekul disebut rumus molekul, dan massa rumus kimianya disebut dengan massa molekul.5 Misalkan, rumus molekul karbon dioksida adalah CO₂, dan massa molekularnya adalah 12 +(2x 6) = 44. Seperti pada massa atom, baik massa rumus dan massa molekul tidak harus bilangan bulat. Misalnya, massa molekul hidrogen khlorida HCl adalah 36,5. Bahkan bila jenis dan jumlah atom yang menyusun molekul identik, dua molekul mungkin memiliki massa molekular yang berbeda bila ada isostop berbeda yang terlibat.
Tidak mungkin mendefinisikan molekul untuk senyawa seperti natrium khlorida. Massa rumus untuk NaCl digunakan sebagai ganti massa molekular.
Contoh Soal 1.3 Massa molekular mokelul yang mengandung isotop.
Hitung massa molekular air H₂O dan air berat D₂O (²H₂O) dalam bilangan bulat.
Jawab
Massa molekular H₂O = 1 x 2 + 16 = 18, massa molekular D₂O = (2 x 2) + 16 = 20
Perbedaan massa molekular H₂O dan D₂O sangat substansial, dan perbedaan ini sifat fisika dan kimia anatara kedua jenis senyawa ini tidak dapat diabaikan. H₂O lebih mudah dielektrolisis daripada D₂O. Jadi, sisa air setelah elektrolisis cenderung mengandung lebih banyak D₂O daripada dalam air alami.
d. Kuantitas materi dan mol
Metoda kuantitatif yang paling cocok untuk mengungkapkan jumlah materi adalah jumlah partikel seperti atom, molekul yang menyusun materi yang sedang dibahas. Namun, untuk menghitung partikel atom atau molekul yang sangat kecil dan tidak dapat dilihat sangat sukar. Alih-alih menghitung jumlah partikel secara langsung jumlah partikel, kita dapat menggunakan massa sejumlah tertentu partikel. Kemudian, bagaimana sejumlah tertentu bilangan dipilih? Untuk
menyingkat cerita, jumlah partikel dalam 22,4 L gas pada STP (0℃, 1atm) dipilih sebagai jumlah standar. Bilangan ini disebut dengan bilangan Avogadro. Nama bilangan Loschmidt juga diusulkan untuk menghormati kimiawan Austria Joseph Loschmidt (1821-1895) yang pertama kali dengan percobaan (1865).
Sejak 1962, menurut SI (Systeme Internationale) diputuskan bahwam dalam dunia kimia, mol digunakan sebagai satuan jumlah materi. Bilangan Avogadro didefinisikan jumlah atom karbon dalam 12 g ¹²₆C dan dinamakan ulang konstanta Avogadro.
Ada beberapa definisi “mol”:
(i) Jumlah materi yang mengandung sejumlah partikel yang terkandung dalam 12 g ¹²C. (ii) satu mol materi yang mengandung sejumlah konstanta Avogadro partikel.
(iii) Sejumlah materi yang mengandung 6,02 x 10²³ partikel dalam satu mol.
e. Satuan massa atom (sma)
Karena standar massa atom dalam sistem Dalton adalah massa hidrogen, standar massa dalam SI tepat 1/12 massa ¹²C. Nilai ini disebut dengan satuan massa atom (sma) dan sama dengan 1,6605402 x 10^–27 kg dan D (Dalton) digunakan sebagai simbolnya. Massa atom didefinisikan sebagai rasio rata-rata sma unsur dengan distribusi isotop alaminya dengan 1/12 sma ¹²C.

Latihan
1.1 Isotop. Karbon alami adalah campuran dua isotop, 98,90(3)% ¹²C dan 1,10(3)% ¹³C. Hitung massa atom karbon.
1.1 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.
1.2 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.
1.3 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.
1.4 Jawab: Massa atom Cu=62,93x (69,09/100) + 64,93x (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?
1.5 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 10^-6(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 x10¹⁵
1.6 Massa molekul hidrogen. Massa atom hidrogen adalah 1,008. Hitung massa molekul hidrogen.
1.6 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).
sumber:  http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia_dasar/lahirnya_teori_atom/stoikiometri/

Tugas Latihan struktur atom

LATIHAN STRUKTUR ATOM

Nama Anggota Kelompok :

Ø Phungky Boy Shanjaya

        NIM : 41612010028

Ø  Mas’ud Ahmad Setiawan

        NIM : 41612010029

Ø  Sevtian Cristoper

        NIM : 41612010027

                                Teknik Industri 2012                

Teori Bohr

¨  Teori atom bohr diperkenalkan  oleh Neils Bohr pada tahun 1913. Bohr beranggapan bahwa model kedudukan elektron dan inti atom menyerupai sistem tata surya.

¨  Untuk menjelaskan bagaimana elektron elektron beredar mengelilingi inti maka keluarlah gagasan pokok yaitu:

1.    elektron bergerak mengelilingi inti atom pada lintasan tertentu yang disebut tingkat energi dan selama elektron mengelilingi inti atom tidak terjadi perubahan energi.

Hitung energi yang diserap oleh elektron yang tereksitasi dari (n= 1) ke (n = 3). Tentukan panjang gelombang radiasi elektromagnetik yang berkaitan. Teori Bohr mengasumsikan energi elektron atom hidrogen adalah -2,718 x 10^–18/n² (J)

Teori De Broglie

Hitung panjang gelombang yang berkaitan  dengan elektron (m= 9,11 x 10^-31 kg) yang bergerak dengan kecepatan 5,31x 10⁶ m s^-1.

Konfigurasi Elektron

Umumnya energi orbital atom poli-elektron meningkat dengan urutan 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p. Tentukan konfigurasi elektron ²⁶Fe, ⁴⁰Zr, ⁵²Te di keadaan dasarnya.

Jawab:

¨ ²⁶Fe; (1s)²(2s)²(2p)⁶(3s)²(3p)⁶(3d)⁶(4s)²

¨ ⁴⁰Zr; (1s)²(2s)²(2p)⁶(3s)²(3p)⁶(3d)¹⁰(4s)²(4p)⁶(4d)²(5s)²

¨ ⁵²Te; (1s)²(2s)²(2p)⁶(3s)²(3p)⁶(3d)¹⁰(4s)²(4p)⁶(4d)¹⁰(5s)²(5p)⁴