Dokumen tersebut membahas perkembangan teori atom, mulai dari model atom Thomson, Rutherford, hingga Bohr. Model Thomson mengasumsikan atom berbentuk bola dengan muatan positif dan elektron bermuatan negatif tersebar di dalamnya. Eksperimen Rutherford menemukan adanya inti atom. Model Bohr menyatakan elektron dapat berada pada orbit-orbit tertentu di sekitar inti. Teori ini mampu menjelaskan spektrum atom hidrogen.

1. •

2. A. Perkembangan Teori atom
• JJ. Thomson
• Rutherford
• Rutherford - Neil Bohr
• Model Atom Mekanika Gelombang

3. Thomson mengasumsikan bahwa atom dengan dimensi besar yaitu 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.
Rutherford merencanakan menentukan sudut partikel yang terhambur dengan
menghitung jumlah sintilasi di layar ZnS (liht. Gambar ). 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 .

4. 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)

5. 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
erupakan kelipatan bilangan bulat h/2π, yakni mvr = n(h/2π), n = 1, 2, 3,.

6. Model Bohr. Elektron akan berotasi dalam orbit sirkular di sekililing inti. Nilai
jari-jarinya dikontinyu dan dapat diprediksikan dari teori Bohr.
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

7. • .

8. B. Struktur Atom
1. Inti atom.
Menurut Rutherford dn Bohr: Atom terdiri dari Inti
(muatan +) dan elektron ( muatan -)
Elektron mengelilingi inti pad lintasan ( orbit) tertentu yg
disebut kulit -------------- tingkat energi
inti
kulit

9. 2. Lambang Atom/ unsur
X = Lambang unsur
Z = nomor Atom ( jumlah proton = jumlah elektron )
A = nomor massa ( proton + neutron )
A
X
Z
Contoh :
23 MASSA = 23 ( p + n =23)
Na No. atom = 11 ( p=e= 11 )
11 sehingga n = 23 - 11 = 12

10. 3. Susunan Elektron
Banyaknya elektron yang berada pada setiap kulit / tingkat energi
dengan rumus Pauli : 2n2
Kulit K --------------maksimum = 2
Kulit L -------------- = 8
kulit M ------------- = 18
dst
K
L
M
N

11. Distri busi elektron tiap kulit pada berbagai unsur :
•
No
atom
UNSUR K L M N
1 H 1
2 He 2
3 Li 2 1
4 Be 2 2
5 B 2 3
6 C 2 4
7 N 2 5
8 O 2 6
9 F 2 7

12. 10 Ne 2 8
11 Na 2 8 1
12 Mg 2 8 2
13 L 2 8 3
14 Si 2 8 4
15 P 2 8 5
16 S 2 8 6
17 Cl 2 8 7
18 Ar 2 8 8

13. • Isotop
Unsur yg mempunyai nomor atom sama tetapi massa berbeda
Contoh ; Hidrogen ( H-1; H-2 ; H-3 )
Karbon ( C- 12 ; C – 13 )
Oksigen ( O-16; O-17; O-18 )
• Isobar
Unsur yang mempunyai massa sma tetapi nomor atom berbeda.
Contoh : N-14 dengn C-14
H -3 dengan He-3
• Isoton
Atom unsur-unsur yg memp. Jumlah netron yg sama: C-14 dan N-15
• Iso elektron
Atom/ ion yg mempunyai jumlah elektron yg sama
Na + dan Ne ( 11Na + dan 10 Ne )
Sr ++ dan Kr (38 Sr++ dan 36 Kr

14. Beberapa nama unsur dengan simbolnya
Lithium Litium Li
Kalium Kalium K
Magnesium Magnsium Mg
Calsium Kalsium Ca
Ferrum Besi Fe
Cuprum Tembaga Cu
Zink Zeng Zn
Chlor Klor Cl
Oxygen Oksigen O
Carbon Karbon C
Phospor fosfor P

15. Unsur pada tubuh manusia
NO Unsur Lambang % massa No Unsur Lambang %
massa
1 Oksigen O 65 7 Kalium K 0,35
2 Karbon C 18 8 Belerang S 0,25
3 Hidrogen H 10 9 Natrium Na 0,15
4 Nitrogen N 3 10 Klor Cl 0,15
5 Kalsium Ca 2 11 Magnesium Mg 0,05
6 fosfor P 1 12 besi Fe 0,004

16. KONFIGURASI ELEKTRON
• Elektron ada pad lintasan tertentu ( kulit elektron ), tiap
kulit mempunyai sub kulit , dan sub kulit terdirir dr orbital.
Konfigurasi elektron adalah susunan elektron dlm orbital-
orbital..
• Aturan penyusunan elektron:
1. Prinsip aufbau (meningkat )
2. Prinsip Eksklusi Pauli
3. Aturan Hund
4. Orbital penuh dan setengah penuh

17. .
• .
Susunan dan hubungan bilangan kuantum
utama, azimut dan bilangan kuantum
magnetik

18. .
• .
Sub tingkat Energi Jumlah Elektron Maksimum
(Orbital)
S 2
p 6
d 10
f 14
g 18

19. • Penggambaran orbital s dan orbital yang masing-masing memiliki satu
pasang elektron.
S2 px py pz
Pengisian elektron diawali pada tingkat energi terendah
yaitu orbital 1s, dilanjutkan pada orbital 2s, karena jumlah
elektron yang tersisa 2 buah, maka elektron akan mengisi
orbital 2px, dilanjutkan dengan orbital 2py, mengikuti
aturan Hund.
Untuk mempermudah membuat konfigurasi elektron
dalam sebuah atom dapat dipergunakan bagan pengisian
elektron sebagaimana ditampilkan pada Gambar

20. 1s
Prinsip aufbau
Elektron akan mengisi tingkat energi yg paling rendah menuju ke tingkat lbh tinggi
n = 1 n = 2 n = 3 n = 4 n = 5 n = 6 n = 7
2s 3s 4s
2p
7s
5s 6s
4f
5p
5f
6d
5d
4d
3d
7p
6p
4p
3p

21. • Jadi urutan pengisian orbital adalah :
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d
7p
Mengapa pengisian 3d setelah 4s ?--- ternyata 4s mempunyai
tingkat lebih rendah dari 3d ( 4s lbh dekat dg inti atom )
Contoh :
21 Sc artinya Sc nomor atom 21, jd jumlah elektron 21. pada
tiap orbit diisikan elektron maksimum lbh dulu dan ditulis sbg
pangkatnya.
21 Sc : 1S2 2S2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2
Kulit K L M N
Jmlh elektron: 2 8 9 2

22. Dengan menghitung jumlah sub kulit maka dapt dihitung jumlah
elektron maksimum pada tiap kulit :
rumus jumlah orbital = n 2
jumlh elektron maks = 2 n 2
rumus ini hanya berlaku sampai kulit nomor 4
No
Kulit
Macam sub kulit Jumlah orbital Elektron maksimum
n=1
N=2
N=3
N=4
N=5
N=6
N=7
S
S,p
S,p,d
S,p,d,f
S,p,d,f
S,p,d
S,p
1
4
9
16
16
9
4
2
8
18
32
32
18
8

23. Elektron valensi
Merupakan jumlah elektron pada kulit terluar yang
menunjukkan golongannya ( untuk golongan utama).
Elektron valensi sangat menentukan sifat-sifat kimia suatu
unsur.
Contoh : 20Ca
20Ca : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 atau [18Ar ] 4S2
Kulit terluar n = 4, pada orbital s ada 2 elektron, jadi lektron valensi Ca = 2
Berapa elektron valensi :
a. 35Br
b. 13Al
c. 37Rb

24. ISTIRAHATDULU AH……….

25. • ..kimiabuku KIMIAkimia kesh 1.pdf
• 59