BAB II

STRUKTUR ATOM

Dalam usahanya untuk menjelaskan hukum-hukum dasar ilmu kimia yaitu hukum kekekalan massa, hukum perbandingan tetap, dan hukum kelipatan berganda, pada abad ke – 19 John Dalton mengemukakan hipotesis bahwa zat terdiri partikel yang lebih kecil yang disebut atom. Atom dari unsur atau zat yang sama mempunyai sifat yang sama, sedangkan atom dari unsur yang berbeda mempunyai sifat yang berbeda.. Dalton juga berpendapat bahwa atom merupakan bagian yang terkecil dari suatu unsur atau zat.

Namun dengan ditemukannya partikel dasar atom pendapat Dalton tentang atom menjadi tidak tepat lagi.

PARTIKEL DASAR ATOM

Penemuan Elektron

Pada tahun 1834 Farady mengemukakan bahwa materi dan listrik adalah ekivalen. Penemuan elektron diawali dengan pembuatan tabung sinar katoda oleh J. Plucker (1858) dan dipelajari lebih lanjut oleh W. Crookes (1875), dan J.J. Thomson (1879).

Gambar Percobaan Tabung Gas Bermuatan

Suatu elektrode logam diletakkan pada kedua ujung tabung gas dan udara dikeluarkan dari tabung dengan menggunakan pompa fakum. Bila tabung diberi muatan listrik maka sinar akan dipancarkan dari katode (elektrode negatip) menuju ke anode (elektrode positip). Karena sinar yang dipancarkan berasal dari katode maka disebut sinar katode. Pada percobaan tersebut juga dilakukan pengamatan tentang pengaruh adanya medan listrik dan medan magnet terhadap sinar katode seperti gambar berikut :

Gambar Percobaan Pengaruh Medan Listrik dan Medan Magnet

terhadap Sinar Katode

Selanjutnya dari bukti eksperimen diketahui bahwa sinar katode mempunyai sifat sebagai berikut :

1. Merambat menurut garis lurus, kecuali kalau dikenai gaya dari luar.

2. Bermuatan negatip karena tertarik oleh lempeng yang bermuatan positip dan dibelokkan oleh medan magnit dengan arah yang sama.

3. Terdiri dari partikel dengan massa yang pasti karena dapat menggerakkan bolang-baling dalam tabung sinar katode.

4. Sifat sinar katode tidak tergantung pada bahan katode, macam gas dalam tabung, maupun macam kawat penghantar arus listrik dalam tabung.

5. Dari bukti eksperimen juga dapat dinyatakan bahwa elektron merupakan partikel dasar yang dijumpai dalam setiap zat.

Penentuan Perbandingan Muatan dan Massa Elektron

Pada tahun 1897, J.J. Thomson berhasil menentukan kecepatan serta perbandingan muatan dengan massa elektron (e/m) dengan alat seperti gambar berikut :

Gambar Bagan Alat Thomson untuk Menentukan Perbandingan e/m Elektron

Elektron yang berasal dari katode C melewati celah S sebagai berkas sinar sempit bergerak dalam tabung hampa udara sepanjang SA menghasilkan titik terang pada A. Kedua kutub elektromagnet E menghasilkan medan magnet berkekuatan sebesar B (kuat medan magnet) mempengaruhi elektron yang bergerak. Dengan memberikan muatan listrik pada pelat p terbentuk medan listrik yang dapat diatur sehingga tegak lurus pada berkas sinar katode dan medan magnet. Dengan medan listrik saja elektron jatuh pada M dan dengan medan magnet saja elektron jatuh pada B.

Berdasarkan arah pembelokan sinar katode oleh medan magnet dan medan listrik, Thomson berhasil menentukan besarnya perbandingan muatan dengan massa (e/m) elektron sebesar = - 1,76 x 10⁸ C g^-1.

Penentuan Massa Elektron

Hasil penemuan Thomson bahwa harga e/m elektron sebesar 1,76 x 10⁸C g^-1 memberikan petunjuk bahwa masa elektron sangat kecil.

R.A. Millikan (1908) dengan percobaan tetes minyak berhasil menentukan muatan elektron yaitu = 9,11 x 10^-28 g. Bagan percobaan tetes minyak Millikan dapat digambarkan sebagai berikut :

Gambar Percobaan Tetes Minyak Millikan(Penentuan Muatan Elektron)

Pada percobaan tetes minyak Millikan, minyak disemprotkan di atas sepasang plat paralel, sehingga satu tetes minyak akan jatuh di antara kedua plat melalui lubang sempit. Jika udara di antara plat diradiasi dengan sinar X, maka molekul udara akan melepaskan elektron.

Elektron yang dilepaskan akan ditangkap oleh tetes minyak. Dengan mengatur potensial pada plat , gerakan tetes minyak dapat diatur turun naik yang dapat diamati dengan alat teleskop. Dari hasil percobaan ini dapat disimpulkan massa elektron = 9,11 x 10^-28 g.

Penemuan Proton

Goldstein (1866) menemukan sinar positip, sinar tersebut berupa sinar terusan dibalik katoda yang berlubang. Partikel tersebut merupakan hasil tabrakan ion positip dengan elektron berenergi tinggi.

Ion positip terbentuk dari gas dalam tabung dan massanya jauh lebih besar dari elektron. Percobaan dengan gas hidrogen memberikan harga e/m paling besar dari gas manapun. Maka dipostulatkan bahwa H⁺ adalah suatu partikel dalam atom yang muatannya berlawanan dengan elektron, yang kemudian diberi nama proton. Massa proton = 1837 x massa elektron.

Netron

Rutherford (1920) meramalkan bahwa pada inti atom terdapat partikel netral, tetapi sukar dideteksi. Kemudian Chadwick (1932) berhasil menemukan netron dari reaksi :

⁴₂He + ¹¹₅ B ¹⁴₅ N + ¹₀n

Dengan adanya beberapa penemuan beberapa partikel tersebut kemudian elektron, proton, dan netron disebut partikel dasar atom.

Tabel Karakteristik Partikel Dasar Atom

Partikel	Simbol	Muatan		Massa
Partikel	Simbol	Relatif terhadap proton	Absolut (C)	Massa atom relatip pada isotop¹²C	Absolut
Proton Netron Elektron	P N e	+1 0 -1	+ 1,602 x 10^-19 0 - 1,602 x 10^-19	1,007276 1,008565 0,0005486	1,67 x 10^-24 1,67 x 10^-24 9,11 x 10^-28

SPEKTRUM ATOM HIDROGEN

Gelombang elektromagnetik merambat dalam vakum dengan kecepatan 3,0 x 10¹⁸ m detik^-1.

E = h u = h ---

Di mana : c = kecepatan cahaya = 3,0 x 10⁸ m detik^-1

u = frekuensi = Hz

h = tetapan Planck = 6,625 x 10^-34 Joule detik

l = panjang gelombang

E = energi gelombang elektromagnetik

Setiap zat bila dipanaskan pada suhu tertentu akan memancarkan radiasi menghasilkan spektrum yang khas disebut spektrum emisi. Tetapi bila suatu benda pijar dapat memancarkan semua warna akan memancarkan spektrum kontinyu.

Atom dalam keadaan uap akan mengabsorbsi radiasi spektrum kontinyu dan menghasilkan spektrum absorbsi yang berupa garis hitam di balik sinar tampak. Spektrum absorbsi suatu unsur berimpit dengan spektrum emisi unsur yang sama.

Tahun 1895 Balmer mengamati adanya spektrum hidrogen di daerah sinar tampak dengan mempotret sinar matahari melalui prisma. Panjang gelombang spektrum yang teramati sebesar : l 6562,8 4861,3 4340,5 4101,7 Å

Sehingga dapat dinyatakan dengan rumus :

1 1 1

---- = σ = 109677,7 ( --- - --- ) cm^-1

l 2² n²

di mana : l = panjang gelombang = cm

σ = bilangan gelombang = cm^-1

n₂= bilangan bulat 3, 4, 5, 6 dan seterusnya.

l (A)

Gambar Kedudukan Relatif Garis pada Spektrum Atom Hidrogen

Kemudian pada tahun 1906 Lyman menengamati adanya spektrum hidrogen yang termasuk di daerah sinar ultra violet yang dinyatakan dalam persamaan :

1 1 1

--- = σ = 109677,7 ( --- - --- ) cm^-1

l 1² n²

di mana harga n₁ = 1 dan n₂ = 2, 3, 4, 5, dan seterusnya.

Selanjutnya para ilmuwan seperti : paschen, Bracket, Pfund, dan Humphreys menemukan deret spektrum yang termasuk di daerah sinar infra merah dan setiap deret spektrum diberi nama sesuai dengan nama penemunya.

Pada tahun 1908 Rydberg menyatakan persamaan bilangan gelombang spektrum sebagai berikut :

1 R R

--- = ( --- - ---- ) cm^-1

l n₁² n₂²

di mana R = 109678 cm^-1

Persamaan tersebut kemudian dikenal dengan persamaan Rydberg

1 1 1

---- = R ( --- - ---- ) cm^-1

l n₁² n₂²

atau : 1 1 1

---- = 109678 ( --- - ---- ) cm^-1

l n₁² n₂²

Tabel Spektrum Atom Hidrogen

Deret	Tahun	N₁	n₂	Daerah
Lyman Balmer Paschen Brachet Pfund Humphreys	1906 1885 1908 1922 1926 1926	1 2 3 4 5 6	2, 3, 4, .. 3, 4, 5, .. 4, 5, 6, .. 5, 6, 7. .. 6, 7, 8, .. 7, 8, 9, ..	Ultraviolet Tampak Inframerah Inframerah Inframerah inframerah

TEORI KUANTUM

Menurut Planck energi radiasi tidak dipancarkan atau diserap secara kontinyu, melainkan dalam bentuk paket energi yang disebut kuantum. Energi tersebut merupakan energi yang terkuantisasi. Besarnya energi dinyatakan dengan persamaan :

E = h u

Di mana : E = energi (Joule)

h = tetapan Planck = 6,625 x 10^-4 J mol^-1

BEBERAPA PENDAPAT TENTANG MODEL ATOM

Model Atom Thomson

Thomson berpendapat bahwa atom terdiri dari muatan positip dan negatip. Thomson menggambarkan bahwa atom seperti roti kismis di mana muatan negatip tersebar di permukaan, sedangkan muatan positip tersebar merata di dalamnya. Jari-jari atom sekitar 10^-10 m = 1 A⁰. Dengan diperolehnya hasil percobaan hamburan partikel a

pendapat Thomson menjadi tidak benar.

Model Atom Rutherford

Dalam usahanya menjelaskan tentang atom Rutherford mengadakan percobaan tentang hamburan partikel a pada lempeng logam emas yang sangat tipis ( 0,0004 mm) seperti pada gambar berikut :

Gambar Percobaan Hamburan Partikel a dari Rutherford

Dari hasil percobaan tersebut Rutherford mengamati bahwa hanya 1 di antara 20.000 partikel sinar a yang dipantulkan atau dibelokkan dengan sudut 90^o atau lebih. Dari hasil pengamatan ini Rutherford menyimpulkan bahwa atom terdiri muatan positip yang terpusat pada inti dan elektron yang bermuatan negatip beredar mengelilingi inti. Jari-jari inti sekitar 10^-13 cm.

Tetapi teori Rutherford kemudian memunyai kelemahan karena menurut teori elektrodinamika klasik suatu partikel bermuatan seperti elektron bila bergerak akan memancarkan energi sehingga lama-kelamahan elektron akan jatuh ke inti.

Model Atom Bohr

Model atom Bohr didasari oleh model atom Rutherford dan teori kuantum dari Planck. Menurut Bohr elektron yang bergerak mengelilingi inti dengan lintasan (orbit) yang berbentuk lingkaran. Lintasan tersebut disebut lintasan kuantum yang mempunyai momentum sudut elektron sebesar kelipatan bulat dari h/2p. Di mana h = tetapan Planck

Jika elektron dengan massa m bergerak dengan kecepatan v dan jari-jari lintasan r, akan mempunyai momentum sudut =

mvr = n --- ( n = 1, 2, 3, 4, …)

Bila elektron bergerak pada lintasan kuantumnya tidak akan memancarkan energi, elktron ini disebut dalam keadaan stasioner. Bila elektron pindah dari lintasan dengan tingkat energi yang lebih rendah ke tingkat energi lebih tinggi akan diserap energi dan bila pindah dari tingkat energi lebih tinggi ke yang lebih rendah dipancarkan energi. Besarnya energi yang diserap atau dipancarkan sebesar l E = hp. Berdasarkan harga

momentum sudut elektron = mvr = n ----

2 p

n² h²

dan jari-jari lintasan = r = ---------- di mana n = 1, 2, 3, 4, ...

4p²me²

Dengan memasukkan harga h dan m serta n = 1, maka akan diperoleh :

r = 0,52917 x 10^-8 cm

Untuk atom hidrogen energi E_n elektron pada setiap lintasan adalah :

2p²me⁴

En = - ----------- di mana n = 1, 2, 3, 4, ...

n²h²

Atau dapat ditulis :

A 2p² me⁴

En = - ----- di mana A = ------------

n² h²

Dengan memasukkan harga h, m, dan e, akan diperoleh :

A = 2,18 x 10^-18 Youle = 2,18 x 10^-11 erg = 13,6 eV

Teori atom Bohr dapat menjelaskan terjadinya spektrum emisi dan absorbsi dari atom hidrogen, karena adanya transisi elektron dari satu orbit ke orbit yang lain.

Untuk atom hidrogen elektron paling stabil bila berada pada n = 1 (pada keadaan dasar) dan jika n > 1, akan kurang stabil, disebut keadaan tereksitasi, bila elektron kembali ke keadaan dasar akan dipancarkan energi.

Berdasarkan teori atom Bohr adanya deret spektrum atom hidrogen dapat digambarkan sebagai berikut :

Pfund

n=5 O

Brackett

n=4 N

12 n=3 M

Paschen

Balmer

10 n=2 L

0 n=1 K

Lyman

Gambar Spektrum Atom Hidrogen Menurut Teori Atom Bohr

Pada gambar tersebut terlihat bahwa garis-garis pada deret Lyman terjadi akibat transisi elektron dari orbit n = 2, 3, 4, ... ke orbit n = 1, garis-garis spektrum pada deret Balmer terjadi karena transisi elektron dari orbit n = 3, 4, 5, ... ke n = 2. garis spektrum pada deret Paschen, Brachet, pfund, dan Humphreys berturut-turut terjadi karena transisi elektron dari :

n₂ = 4, 5, 6, ...... ke n₁ = 3

n₂ = 5, 6, 7, ...... ke n₁ = 4

n₂ = 6, 7, 8, ...... ke n₁= 5

n₂ = 7, 8, 9, ...... ke n₁= 6

Berdasarkan teori atom Bohr dapat dihitung besarnya perbedaan energi antara orbit yang satu dengan yang lain.

D E = E₂ - E₁

2p²me⁴ 2 p²me⁴

Untuk Z = 1, D E_H= - ------------ - ( - ----------- )

n₂²h² n₁²h²

2p²me⁴ 1 1

= ---------- x ( ---- - ---- )

h² n₁² n₂²

1 1

= A ( ---- - ---- )

n₁² n₂²

1 1

= 2,18 x 10^-18 ( ---- - ---- ) Youle

n₁² n₂²

1 1

= A ( ---- - ---- )

n₁² n₂²

Karena E = h u = h ---- , maka : 1/l = E/hc

1 2p² me⁴ 1 1

---- = ----------- x ( ---- - ---- ) cm^-1

l ch³ n₁² n₂²

Jika harga-harga h, m, e, dan c dimasukkan, maka diperoleh :

1 1 1

---- = 109737,3 x ( ---- - ---- ) cm^-1

l n₁² n₂²

Harga 109737,3 cm^-1 hampir sama dengan tetapan Rydberg hasil eksperimen yang diperoleh pada pengamatan spektrum atom hidrogen yaitu : 109677,58 cm^-1.

Teori atom Bohr belum dapat menjelaskan spektrum atom yang berelektron banyak dan belum dapat menjelaskan mengapa momentum sudut elektron = nh/2p

Soal latihan :

1. Hitung besarnya energi ionisasi atom hidrogen.

2. Hitung panjang gelombang garis kedua deret Balmer pada spektrum atom hidrogen.

Teori Gelombang Elektron

Tahun 1924 Louis de Broglie mengusulkan bahwa sinar mempunyai sifat sebagai partikel maupun sebagai gelombang. Dengan memanfaatkan pendapat Eistein bahwa energi suatu partikel dengan massa m adalah :

E = mc² di mana c = kecepatan cahaya.

dan menurut Planck energi foton =

E = h u = ----

maka dapat dinyatakan :

----- = mc²

l = -----

Untuk partikel seperti elektron dapat dinyatakan :

l = -----

Hubungan Pendapat L. de Broglie dengan Bohr

Menurut L. de Broglie elektron selain bersifat sebagai partikel juga sebagai gelombang, berarti lintasan elektron sebagai lintasan gelombang. Sedangkan menurut Bohr lintasan elektron sebagai lingkaran. Dengan menggabung kedua pendapat tersebut maka keliling lintasan yang berupa lingkaran harus merupakan kelipatan bulat dari panjang gelombang, l, sehingga dapat dinyatakan :

2 pr = nl = n -----

atau h

mvr = n ------

Dengan demikian dengan adanya pendapat L. de Broglie pendapat Bohr tentang

momentum sudut elektron = mvr = n ----- dapat dijelaskan.

Prinsip Ketidakpastian Heisenberg

Menurut Heisenberg tidak mungkin dalam waktu yang bersamaan dapat menentukan kedudukan dan momentum suatu partikel yang sangat kecil seperti elektron secara tepat. Apabila kedudukan partikel dapat ditentukan secara tepat, maka momentumya tidak dapat ditentukan secara tepat, tetapi bila momentumnya dapat ditentukan secara tepat, maka kedudukannya tidak dapat ditentukan secara tepat.

Menurut Heisenberg ketidak pastian kedudukan elektron dan momentumnya dapat dinyatakan sebagai :

( D x ) (D p_x ) = ------

di mana : D x = ketidakpastian kedudukan

D p_x = ketidakpastian momentum

h = tetapan Planck

Persamaan Gelombang Schrödinger

Secara sederhana persamaan gelombang Schrödinger dapat dinyatakan :

HY = E Y

Di mana :

H = operator Hamilton yang menyatakan energi kinetik dan energi potensial sistem, sedangkan E adalah harga numerik setiap fungsi gelombang. Penyelesaian persamaan gelombang Schrödinger menghasilkan fungsi gelombang Y, yang disebut eigen values. Bentuk umum hasil penyelesaian persaman gelombang Schrödinger untuk atom hidrogen adalah :

Y_n, _e, _m (r,O,F) = P_n,
e (r) O_{e, m} (O, F )

Bilangan Kuantum dan Orbital

Persamaan gelombang Schrődinger menjelaskan tentang bentuk dan energi gelombang elektron. Salah satu kemungkinan bentuk dan energi gelombang tersebut disebut orbital ( untuk membedakan dengan orbit Bohr). Masing-masing orbital mempunyai ciri energi yang berbeda jika kedudukan elektron di sekeliling inti berbeda.Fungsi gelombang yang menjelaskan tentang ciri dari suatu orbital dinyatakan dengan tiga bilangan kuantum, yaitu bilangan kuantum utama (n), bilangan kuantum azimut (l), dan bilangan kuantum magnetik (m ).

Bilangan kuantum utama (n), menentukan ukuran orbital yang biasanya digunakan istilah kulit, untuk sejumlah elektron dalam orbital. Harga n merupakan bilangan bulat = 1, 2, 3, 4, ...

Bilangan kuantum azimut (l), menentukan besarnya momentum sudut dan bentuk orbital, sehingga disebut juga bilangan kuantum orbital . Bilangan kuantum orbital untuk setiap harga n mempunyai harga :

l = 1, 2, 3, 4, .......... ( n – 1 )

Jumlah harga l sesuai dengan n, sehingga untuk n = 1 mempunyai satu harga l yaitu

l = 0 sesuai dengan kulit K. Untuk n = 2 mempunyai dua harga l yaitu l = 0 dan l = 1, sesuai dengan L.

Bilangan kuantum magnetik (m_l), menentukan orientasi atau arah orbital dalam ruang. Untuk setiap harga l mempunyai harga m_l = (2l + 1) yaitu dari – l s/d + l. Sehingga untul harga l = 1, m_l = -1, 0, + 1.

Bilangan kuantum spin. Elektron juga berputar pada sumbunya sendiri menghasilkan momentum sudut spin yang dinyatakan oleh bilangan kuantum spin (m_s). Bilangan kuantum mempunyai harga +1/2 dan - ½.

Contoh penggunaan bilangan kuantum yaitu untuk menentukan jumlah elektron pada suatu orbital, misalnya seperti tabel berikut :

Tabel Hubungan antara Bilangan Kuantum Sub Kulit dan Jumlah Elektron

Bilangan Kuantum n	Bilangan kuantum l	Sub kulit	Bilangan kuantum azimut	Jumlah elektron tiap kulit
1 2 3 4	0 0 1 0 1 2 0 1 2 3	1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f	0 0 -1, 0, +1 0 -1, 0, +1 -2,-1,0,+1,+2 0 -1,0,+1 -2,-1,0,+1,+2 -3,-2,-1,0,+1,+2,+3	2 2 6 2 6 10 2 6 10 14

Bentuk dan Arah Orbital

Tiap orbital dicirikan oleh 3 bilangan kuantum yaitu : n, l, dan m_l, yang mempunyai bentuk, ukuran, dan arah (orientasi dalam ruang) tertentu. Bentuk dan arah beberapa macam orbital dapat digambarkan sebagai berikut :

Gambar Bentuk dan Arah Orbital s

Gambar Bentuk Arah dan Orbital p dan d

KONFIGURASI ELEKTRON

Konfigurasi elektron atau susunan elektron suatu unsur adalah khas untuk setiap unsur, namun mengikuti aturan tertentu.

1. Prinsip Aufbau

Menurut prinsip Aufbau yang artinya membangun, elektron harus berada pada tingkat energi paling rendah dan mengikuti aturan (n + l )sebagai berikut :

Sub kulit 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 6f

n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 5 5 5 5 6 6 6 6

l 0 0 1 0 1 2 0 1 2 0 1 2 3 0 1 2 3

n + l 3 2 3 3 4 5 4 5 6 5 6 7 8 6 7 8 9

Menurut aturan n + l, untuk harga n + l yang sama energi yang lebih rendah adalah orbital yang mempunyai harga utama (n) lebih kecil, sehingga urutan tingkat energi setiap orbital adalah :

1s < 2s < 2 p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4s < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s

2. Azas Larangan Pauli

Menurut azas larangan Pauli (eksklusi Pauli) dalam satu atom tidak mungkin terdapat elektron yang ke empat bilangan kuantumnya sama, hal ini berarti tiap orbital hanya dapat ditempati maksimum oleh 2 elektron.

3. Aturan Hund

Aturan Hund disusun berdasarkan data spektroskopi.

a. Pengisian elektron pada orbital yang tingkat energinya sama, seperti ketiga orbital p, sebanyak mungkin elektron belum berpasangan.

b. Jika dua pasang elektron berada pada dua orbital yang berbeda maka energi terendah akan dicapai bila spinnya sejajar.

Contoh :

N : 1s² 2s² 2p¹ ___ ___ ___ ___ ___

O : 1s² 2s² 2p⁴ ___ ___ ___ ___ ___

4. Orbital Penuh dan Setengah Penuh

Konfigurasi elktron suatu unsur harus menggambarkan sifat unsur tersebut. Pada kenyataannya unsur dengan konfigurasi penuh dan setengah penuh merupakan struktur yang relatif stabil.

Contoh :

₂₄Cr : (Ar) 3d⁵ 4s¹ bukan (Ar) 3d⁴ 4s²

₂₉Cu : (Ar) 3d¹⁰ 4s¹ bukan (Ar) 3d⁹ 4s²

Konfigurasi elektron unsur-unsur dapat dilihat seperti tabel berikut :

Tabel Konfigurasi Elektron Unsur-unsur

Daftar Pustaka

Brady,James E. and GE Heminsten. 1989. General Chemistry Principles and

Structure. New York : John Willey zand Sons

Redjeki,Tri.2011.Handout Perkuliahan Kimia Dasar I.Surakarta:UNS

Press

Sudarmo,Unggul.2004.Kimia SMA.Jakarta:Erlangga

Wismono,Joko.2007.Kimia dan Kecakapan Hidup.Jakarta:Ganeca Exact

chemistry's world

Selasa, 11 Desember 2012

Struktur Atom

BAB II

TEORI KUANTUM

BEBERAPA PENDAPAT TENTANG MODEL ATOM

Model Atom Thomson

Model Atom Rutherford

Model Atom Bohr

Gambar Bentuk Arah dan Orbital p dan d

KONFIGURASI ELEKTRON

2. Azas Larangan Pauli

Tidak ada komentar:

Posting Komentar