Bahaya Saos dan Kecap Abal-abal

Saos dan Kecap Botolan Abal-abal

Apakah anda penggemar Bakso, Mie ayam, Siomay, batagor, atau makanan pinggir jalan lainnya? Tentu jika anda penggemar makanan tersebut pastinya tidak lengkap dan kurang sedap jika tidak ada yang namanya saos atau kecap. Tapi apakah anda mau mengkonsumsinya lagi ? Tahukah anda bahaya dibalik saos dan kecap botolan abal-abal itu?

            Ya.. tentu saja pedagang kaki lima senang menggunakan saos dan kecap botolan murahan itu, karena selain harganya yang memang murah, dan juga isinya yang banyak. Tetapi kita tidak tahu apa kandungan yang ada di saos botolan itu. Saos dan kecap botolan mengandung berbagai macam zat aditif seperti pengawet, pewarna dan penguat rasa (mono sodium glutamat) yang membahayakan bagi tubuh kita. Karena zat tersebut susah dicerna oleh tubuh kita, hali ini karena bahan pengawet yang bersifat racun bagi tubuh.

            Selain adanya zat aditif yang terkandung pada saos dan kecap botolan yang berbahaya. Ternyata bahan baku pembuatan saos tersebut juga sangat “menjijikan”. Mengapa menjijikan? Ya,, karena bahan baku pembuatan saos tersebut tidak lain adalah cabai-cabai busuk yang memang sudah dihinggapi oleh lalat, belatung, dan berbagai macam bakteri. Selain itu bahan tersebut juga sangat mudah didapatkan. Pembuat saos tersebut tidak usah repot-repot mencarinya, mereka hanya pergi ke pasar. 

            Ada juga bahan tambahan lainnya seperti pewarna pakaian, boraks. Mereka sengaja mencampurkan bahan-bahan itu agar saos botolan mereka tahan lama dan tentunya menarik. Proses pembuatan saos tersebut juga jauh dari kesan higenis. Mereka mencampurkan semua bahan bahan menjadi satu.

Selain saos ada juga kecap abal abal, bahan baku dan cara pembuatannya juga tidak jauh berbeda dari saos murahan. Bahan baku kecap didapat dari pasar yaitu kacang kedelai yang memang sudah busuk. Proses fermentasinya pun tidak higenis, dan juga diberi pewarna pakaian berwarna hitam. Dan pembuat saos dan kecap abal abal itu juga sangat curang, mereka mencantumkan label BPOM padahal produk buatan mereka tidak terdaftar di BPOM. Setelah anda mengetahui bahan bahan dan proses pembuatannya yang tidak higenis. Masih maukah anda mengkonsumsinya??

            Sekarang saya akan menjelaskan tentang bahaya-bahaya apa saja yang terdapat dalam saos dan kecap abal abal itu :

-          Penyakit kanker, karena didalam saos dan kecap botolan itu ada logam berat yaitu sodium benzoate

-          Alergi, iritasi dan sakit tenggorokan

-          Gangguan sistem ekskresi

-          Asma parah

-          Gangguan sistem saraf, karena dalam saos dan kecap murahan mengandung timbale dalam kadar tinggi yang menyebabkan gangguan saraf pada anak anak dan orang dewasa.

Seharusnya jika anda ingin menggunakan saos sambal untuk tambahan makanan, belilah saos sambal yang memang aman dan sudah terdaftar dalam BPOM . memang harganya mahal, tapi itu jauh  lebih baik di konsumsi.

Sumber :

            http://firmankakashi.blogspot.com/2012/03/bahaya-saos.html

            http://moulthe13th.wordpress.com/2010/03/24/bahaya-saos-botolan-kaki-lima/

            http://www.pantonanews.com/888-bahaya-saos-sambal-abalabal

            http://a67532.wordpress.com/2010/05/13/bahaya-saos-murahan/

            http://emisiks.multiply.com/journal/item/113/Awas-Saus-dan-Kecap-Berbahaya-JAWA-POS

 

 

Bahaya Kanker Dibalik Melamin Murah

Bahaya Kanker Dibalik Melamin Murah !!

Mungkin sebagian orang pernah mendengar nama melamine. Tapi kebanyakan orang juga tidak tahu apa itu Melamine? Padahal bahan Melamine sering kita jumpai terutama diwadah-wadah makanan yang berbahan plastik. Melamin adalah bahan kimia berbasis organik dengan rumus kimia C₃H₆N₆. Melamin merupakan trimer dari sianida. Melamin ini mengandung 66% nitrogen, dan sering digunakan untuk bahan campuran plastik dan pupuk. Karena mengandung banyak nitrogen, maka susu yang dicampur dengan Melamin akan menyebabkan seolah-olah kadar protein susu lebih banyak dari kandungan protein aslinya.

Memang makanan adalah kebutuhan pokok yang sangat penting untuk tubuh kita. Tapi kita juga harus pintar memilih makanan dan kandungan-kandungan apa saja yang ada dalam makanan tersebut. Dan tentu saja dalam menyajikan makanan yang kita makan haruslah terbebas dari kontaminasi bakteri dan kuman. Tapi ternyata kehigenisan suatu makanan saja tidak cukup menjamin kesehatan kita. Hal ini sangat terkait erat dengan kemasan yang digunakan untuk menaruh makanan tersebut.

Selain dicampurkan ke dalam makanan Melamine juga ternyata bisa ditemukan di wadah-wadah plastik yang sering kita pakai. Tapi banyak sekali masyarakat yang tidak tahu apa bahaya dibalik wadah bermelamin. Selain karena bentuknya yang menarik dan harganya yang murah meriah, sehingga banyak sekali masyarakat Indonesia yang memakai bahan bermelamin tersebut. Didalam wadah makanan berbahan melamin terdapat kandungan zat yang bernama Formaldehid.

Formaldehid akan sangat berbahaya jika masuk ke tubuh kita, dalam kadar tinggi bahan ini akan berdampak buruk bagi kesehatan. Di Negara-negara maju seperti Amerika serikat dan inggris sangat melarang bahan melamin dicampurkan di makanan atau wadah makanan. Berdasarkan acuan kesehatan di Inggris, paparan maksimumnya 2 ppm atau 2 mg/l. Sedangkan Amerika Serikat (AS) menetapkan paparan maksimum untuk jangka panjang 1 ppm dan jangka pendek 2 ppm. Seharusnya pemerintah Indonesia juag melakukan hal yang sama yaitu melarang melamin beredar di pasaran atau menentukan jumlah takarannya.

Melamin sama sekali tidak berguna untuk tubuh kita, tidak baik untuk tubuh kita karena tidak ada kandungan yang bermanfaat yang dapat diperoleh di melamin. Dan bayangkan saja di Indonesia bahan melamin juga terkandung dalam susu balita. Di Amerika Serikat sudah melarang bahan melamin masuk ke susu balita, karena akan berdampak sangat buruk untuk balita. Banyak sekali dampak melamin kalau dikonsumsi dan mengendap didalam tubuh kita seperti :

-          Gagal ginjal

-          Kanker

-          Kerusakan alat kelamin

-          Iritasi pada kulit.

Kita memang harus lebih berhati-hati dalam memilih makanan yang diinginkan, terutama makanan yang disajikan untuk balita. Selain makanannya kita juga harus pintar dalam memilih wadahnya. Pilihlah wadah stainless steel, karena wadah stainless steel sangat aman digunakan karena tidak mengandung melamin dan anti karat.

Sumber:

http://negeri.wordpress.com/2008/09/24/bahaya-melamin/

            http://sbhkendari.blogspot.com/2012/05/isu-berbahaya-seputar-makanan-peralatan.html

http://www.resep.web.id/kesehatan/bahaya-kanker-di-balik-melamin-murah.htm

http://www.beritaterkinionline.com/2010/04/bahaya-perabotan-makanan-berbahan-melamin.html

http://id.shvoong.com/lifestyle/food-and-drink/2184438-zat-bahaya-dari-kemasan-platik/

 

latihan Struktur atom



Latihan Stuktur Atom

Nama kelompok :

Phungky Boy Shanjaya

41612010028

Mas'ud Ahmad Setiawan

41612010029

Sevtian Cristoper

41612010027

 

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)<sup>4

sumber : http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia_dasar/struktur_atom1/latihan_struktur_atom/</sup>

Latihan Struktur Atom

1. Atom-atom unsur logam dalam satu golongan dari atas ke bawah kecenderungan melepaskan
elektron valensinya makin besar sebab
a. potensial ionisasinya makin besar d. nomor massanya makin besar
b. jari-jari atomnya makin besar e. muatan intinya makin besar
c. afinitas elektronnya makin besar
2. Suatu unsur X dengan nomor atom 27 mempunyai jumlah orbital …
a. 8 b. 10 c. 13 d. 14 e. 15
3. Konfigurasi elektron atom Fe [Ar] 3d6 4s2 jumlah elektron yang tidak berpasangan pada
atom Fe adalah …
a. 1 b. 2 c. 3 d. 4 e. 5
4. Unsur X terdapat dalam golongan karbon dan unsur Y mempunyai nomor atom 17. Senyawa
yang dapat terbentuk dari kedua unsur tersebut adalah ….
a. XY b. X2Y c. XY2 d. XY3 e. XY4
5. Tabel pengisian elektron-elektron ke dalam subkulit :
Unsur Pengisian elektron
I
II
III
IV
V
1s2 2s2
1s2 2s2 2p5 3s2
1s2 2s2 2p6 3s1 3p1
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 4s1
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5
Pengisian elektron yang benar menurut aturan Aufbau adalah …
a. I dan V b. I dan II c. II dan V d. III dan V e. IV dan V

jawaban :

 1. Jawab : b
Dalam sistem periodik dalam satu golongan dari atas ke bawah jari-jari atomnya semakin besar, sebab jumlah kulit atom bertambah, sedangkan elektron valensinya tetap akibatnya gaya tarik inti atom terhadap elektron valensinya berkurang. Jadi elektron terluarnya mempunyai kecenderungan untuk melepaskan diri.
2. Jawab : e
27X : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d7 4s2
Orbital pada 1s2 = 1; 2s2 = 1; 2p6 = 3; 3s2 = 1; 3p6 = 3; 3d7 = 5; 4s2 = 1.
Jadi jumlah orbital untuk 27X = 1 + 1 + 3 + 1 + 3 + 5 + 1 = 15
3. Jawab : d 3d 4s
Jadi jumlah elektron yang tidak berpasangan ada 4 elektron.
4. Jawab : e
Unsur X termasuk golongan karbon terletak pada golongan IVA, mempunyai 4 elektron valensi
Unsur Y yang mempunyai nomor atom 17 , termasuk golongan VIIA, mempunyai 7 elektron valensi
Kedua unsur tersebut membentuk suatu ikatan kovalen dengan rumus XY4.
5. Jawab : a
Prinsip Aufbau : Pengisian elektron dalam sub kulit dimulai dengan nilai energi yang paling rendah dan
seterusnya menurut kenaikan energinya, sehingga pengisian elektron dimulai dari 1s, 2s, 2p,3s,3p dst. Sesuai
dengan aturan Aufbau.

Sumber :  http://tonnyangga.wordpress.com/2008/01/24/kumpulan-soal-soal-dan-jawab-kimia-struktur-atom-sisperikatan-kimia/

Kelahiran mekanika kuantum

a. Sifat gelombang partikel

Di paruh pertama abad 20, mulai diketahui bahwa gelombang elektromagnetik, yang sebelumnya dianggap gelombang murni, berperilaku seperti partikel (foton). Fisikawan Perancis Louis Victor De Broglie (1892-1987) mengasumsikan bahwa sebaliknya mungkin juga benar, yakni materi juga berperilaku seperti gelombang. Berawal dari persamaan Einstein, E = cp dengan p adalah momentum foton, c kecepatan cahaya dan E adalah energi, ia mendapatkan hubungan:

E = hν =ν = c/λ atau hc/ λ = E, maka h/ λ= p … (2.12)

De Broglie menganggap setiap partikel dengan momentum p = mv disertai dengan gelombang (gelombang materi) dengan panjang gelombang λ didefinisikan dalam persamaan (2.12) (1924). Tabel 2.2 memberikan beberapa contoh panjag gelombang materi yang dihitung dengan persamaan (2.12). Dengan meningkatnya ukuran partikel, panjang gelombangnya menjadi lebih pendek. Jadi untuk partikel makroskopik, particles, tidak dimungkinkan mengamati difraksi dan fenomena lain yang berkaitan dengan gelombang. Untuk partikel mikroskopik, seperti elektron, panjang gelombang materi dapat diamati. Faktanya, pola difraksi elektron diamati (1927) dan membuktikan teori De Broglie.

Tabel 2.2 Panjang-gelombang gelombang materi.

partikel	massa (g)	kecepatan (cm s-1)	Panjang gelombang (nm)
elektron (300K)	9,1×10-28	1,2×107	6,1
elektron at 1 V	9,1×10-28	5,9×107	0,12
elektron at 100 V	9,1×10-28	5,9×108	0,12
He atom 300K	6,6×10-24	1,4×105	0,071
Xe atom 300K	2,2×10-22	2,4×104	0,012

Latihan 2.7 Panjang-gelombang gelombang materi.
Peluru bermassa 2 g bergerak dengan kecepatan 3 x 10² m s^-1. Hitung panjang gelombang materi yang berkaitan dengan peluru ini.
Jawab: Dengan menggunakan (2.12) dan 1 J = 1 m² kg s^-2, λ = h/ mv = 6,626 x 10^-34 (J s)/ [2,0 x 10^-3(kg) x 3 x10²(m s^-1)] = 1,10 x 10^-30 (m² kg s^-1)/ (kg m s^-1) = 1,10 x 10^-30 m
Perhatikan bahwa panjang gelombang materi yang berkaitan dengan gelombang peluru jauh lebih pendek dari gelombang sinar-X atau γ dan dengan demikian tidak teramati.

b. Prinsip ketidakpastian

Dari yang telah dipelajari tentang gelombang materi, kita dapat mengamati bahwa kehati-hatian harus diberikan bila teori dunia makroskopik akan diterapkan di dunia mikroskopik. Fisikawan Jerman Werner Karl Heisenberg (1901-1976) menyatakan tidak mungkin menentukan secara akurat posisi dan momentum secara simultan partikel yang sangat kecil semacam elektron. Untuk mengamati partikel, seseorang harus meradiasi partikel dengan cahaya. Tumbukan antara partikel dengan foton akan mengubah posisi dan momentum partikel.
Heisenberg menjelaskan bahwa hasil kali antara ketidakpastian posisi x dan ketidakpastian momentum p akan bernilai sekitar konstanta Planck:

xp = h (2.13)

Hubungan ini disebut dengan prinsip ketidakpastian Heisenberg.
Latihan 2.8 Ketidakpastian posisi elektron.
Anggap anda ingin menentukan posisi elektron sampai nilai sekitar 5 x 10^-12 m. Perkirakan ketidakpastian kecepatan pada kondisi ini.
Jawab: Ketidakpastian momentum diperkirakan dengan persamaan (2.13). p = h/x = 6,626 x 10^-34 (J s)/5 x 10^-12 (m) = 1,33 x 10^-22 (J s m^-1). Karena massa elektron 9,1065 x 10^-31 kg, ketidakpastian kecepatannya v akan benilai: v = 1,33 x 10^-22(J s m^-1) / 9,10938 x 10^-31 (kg) = 1,46 x 10⁸ (m s^-1).
Perkiraan ketidakpastian kecepatannya hampir setengah kecepatan cahaya (2,998 x10⁸ m s^-1) mengindikasikan bahwa jelas tidak mungkin menentukan dengan tepat posisi elektron. Jadi menggambarkan orbit melingkar untuk elektron jelas tidak mungkin.

c. Persamaan Schrödinger

Fisikawan Austria Erwin Schrödinger (1887-1961) mengusulkan ide bahwa persamaan De Broglie dapat diterapkan tidak hanya untuk gerakan bebas partikel, tetapi juga pada gerakan yang terikat seperti elektron dalam atom. Dengan memperuas ide ini, ia merumuskan sistem mekanika gelombang. Pada saat yang sama Heisenberg mengembangkan sistem mekanika matriks. Kemudian hari kedua sistem ini disatukan dalam mekanika kuantum.
Dalam mekanika kuantum, keadaan sistem dideskripsikan dengan fungsi gelombang. Schrödinger mendasarkan teorinya pada ide bahwa energi total sistem, E dapat diperkirakan dengan menyelesaikan persamaan. Karena persamaan ini memiliki kemiripan dengan persamaan yang mengungkapkan gelombang di fisika klasik, maka persamaan ini disebut dengan persamaan gelombang Schrödinger.
Persamaan gelombang partikel (misalnya elektron) yang bergerak dalam satu arah (misalnya arah x) diberikan oleh:

(-h²/8π²m)(d²Ψ/dx²) + VΨ = EΨ … (2.14)

m adalah massa elektron, V adalah energi potensial sistem sebagai fungsi koordinat, dan Ψ adalah fungsi gelombang.

POTENSIAL KOTAK SATU DIMENSI (SUB BAB INI DI LUAR KONTEKS KULIAH KITA) Contoh paling sederhana persamaan Schrödinger adalah sistem satu elektron dalam potensial kotak satu dimensi. Misalkan enegi potensial V elektron yang terjebak dalam kotak (panjangnya a adalah 0 dalam kotak (0 < x < a) dan ∞ di luar kotak. Persamaan Schrödinger di dalam kotak menjadi: d2Ψ/dx2 = (-8π2mE/h2)Ψ … (2.15) Ψ= 0 di x = 0 dan x = a … (2.16) Persamaan berikut akan didapatkan sebagai penyelesaian persamaan-persamaan di atas: Ψ(x) = (√2/a)sin(nπx/a) … (2.17) Catat bahwa n muncul secara otomatis. Persamaan gelombang Ψ sendiri tidak memiliki makna fisik. Kuadrat nilai absolut Ψ, Ψ2, merupakan indikasi matematis kebolehjadian menemukan elektron dalam posisi tertentu, dan dengan demikian sangat penting sebab nilai ini berhubungan dengan kerapatan elektron. Bila kebolhejadian menemukan elektron pada posisi tertentu diintegrasikan di seluruh ruang aktif, hasilnya harus bernilai satu, atau secara matematis: ∫Ψ2dx = 1 Energinya (nilai eigennya) adalah E = n2h2/8ma2; n = 1, 2, 3… (2.18) Jelas bahwa nilai energi partikel diskontinyu.

ATOM MIRIP HIDROGEN

Dimungkinkan uintuk memperluas metoda yang digunakan dalam potensial kotak satu dimensi ini untuk menangani atom hidrogen dan atom mirip hidrogen secara umum. Untuk keperluan ini persamaan satu dimensi (2.14) harus diperluas menjadi persamaan tiga dimensi sebagai berikut:

(-h²/8π²m)Ψï¼»(∂²/∂x²) + (∂²/∂y²) +(∂²/∂z²)ï¼½+V(x, y, z)Ψ = EΨ … (2.19)

Bila didefinisikan ∇² sebagai:

(∂²/∂x²) + (∂²/∂y²) +(∂²/∂z²) = ∇² … (2.20)

Maka persamaan Schrödinger tiga dimensi akan menjadi:

(-h²/8π²m)∇²Ψ +VΨ = EΨ … (2.21)

atau ∇²Ψ +(8π ²m/h²)(E -V)Ψ = 0 … (2.22)

Energi potensial atom mirip hidrogen diberikan oleh persamaan berikut dengan Z adalah muatan listrik.

V = -Ze²/4πε₀r … (2.23)

Bila anda substitusikan persamaan (2.23) ke persamaan (2.22), anda akan mendapatkan persamaan berikut.

∇²Ψ+(8π²m/h²)ï¼»E + (Ze²/4πε₀r)ï¼½Ψ = 0 … (2.24)

Ringkasnya, penyelesaian persamaan ini untuk energi atom mirip hidrogen cocok dengan yang didapatkan dari teori Bohr.

BILANGAN KUANTUM

Karena elektron bergerak dalam tiga dimensi, tiga jenis bilangan kuantum (Bab 2.3(b)), bilangan kuantum utama, azimut, dan magnetik diperlukan untuk mengungkapkan fungsi gelombang. Dalam Tabel 2.3, notasi dan nilai-nilai yang diizinkan untuk masing-masing bilangan kuantum dirangkumkan. Bilangan kuantum ke-empat, bilangan kuantum magnetik spin berkaitan dengan momentum sudut elektron yang disebabkan oleh gerak spinnya yang terkuantisasi. Komponen aksial momentum sudut yang diizinkan hanya dua nilai, +1/2(h/2π) dan -1/2(h/2π). Bilangan kuantum magnetik spin berkaitan dengan nilai ini (m_s = +1/2 atau -1/2). Hanya bilangan kuantum spin sajalah yang nilainya tidak bulat.

Tabel 2.3 Bilangan kuantum

Nama (bilangan kuantum)	simbol	Nilai yang diizinkan
Utama	n	1, 2, 3,…
Azimut	l	0, 1, 2, 3, …n – 1
Magnetik	m(ml)	0, ±1, ±2,…±l
Magnetik spin	ms	+1/2, -1/2

Simbol lain seperti yang diberikan di Tabel 2.4 justru yang umumnya digunakan. Energi atom hidroegn atau atom mirip hidrogen ditentukan hanya oleh bilangan kuantum utama dan persamaan yang mengungkapkan energinya identik dengan yang telah diturunkan dari teori Bohr.

Tabel 2.4 Simbol bilangan kuantum azimut

nilai	0	1	2	3	4
simbol	s	p	d	f	g

d. Orbital
Fungsi gelombang elektron disebut dengan orbital. Bila bilangan koantum utama n = 1, hanya ada satu nilai l, yakni 0. Dalam kasus ini hanya ada satu orbital, dan kumpulan bilangan kuantum untuk orbital ini adalah (n = 1, l = 0). Bila n = 2, ada dua nilai l, 0 dan 1, yang diizinkan. Dalam kasus ada empat orbital yang didefinisikan oelh kumpulan bilangan kuantum: (n = 2, l = 0), (n = 2, l = 1, m = -1), (n = 2, l = 1, m = 0), (n = 2, l = 1, m = +1).
Singkatan untuk mendeskripsikan orbita dengan menggunakan bilangan kuantum utama dan simbol yang ada dalam Tabel 2.4 digunakan secara luas. Misalnya orbital dengan kumpulan bilangan kuantum (n = 1, l = 0) ditandai dengan 1s, dan orbital dengan kumpulan bilangan kuantum (n = 2, l = 1) ditandai dengan 2p tidak peduli nilai m-nya.
Sukar untuk mengungkapkan Ψ secara visual karena besaran ini adalah rumus matematis. Namun, Ψ² menyatakan kebolehjadian menemukan elektron dalam jarak tertentu dari inti. Bila kebolhejadian yang didapatkan diplotkan, anda akan mendapatkan Gambar 2.5. Gambar sferis ini disebut dengan awan elektron.

Bila kita batasi kebolehjadian sehingga katakan kebolehjadian menemukan elektron di dalam batas katakan 95% tingkat kepercayaan, kita dapat kira-kira memvisualisasikan sebagai yang ditunjukkan dalam Gambar 2.6.

KONFIGURASI ELEKTRON ATOM

Bila atom mengnadung lebih dari dua elektron, interaksi antar elektron harus dipertimbangkan, dan sukar untuk menyelesaikan persamaan gelombang dari sistem yang sangat rumit ini. Bila diasumsikan setiap elektron dalam atom poli-elektron akan bergerak dalam medan listrik simetrik yang kira-kira simetrik orbital untuk masing-masing elektron dapat didefinisikan dengan tiga bilangan kuantum n, l dan m serta bilangan kunatum spin m_s, seperti dalam kasus atom mirip hidrogen.
Energi atom mirip hidrogen ditentukan hanya oleh bilangan kuantum utama n, tetapi untuk atom poli-elektron terutama ditentukan oleh n dan l. Bila atom memiliki bilangan kuantum n yang sama, semakin besar l, semakin tinggi energinya.

PRINSIP EKSKLUSI PAULI

Menurut prinsip eksklusi Pauli, hanya satu elektron dalam atom yang diizinkan menempati keadaan yang didefinisikan oleh kumpulan tertentu 4 bilangan kuantum, atau, paling banyak dua elektron dapat menempati satu orbital yang didefinisikan oelh tiga bilangan kuantum n, l dan m. Kedua elektron itu harus memiliki nilai m_s yang berbeda, dengan kata lain spinnya antiparalel, dan pasangan elektron seperti ini disebut dengan pasangan elektron.
Kelompok elektron dengan nilai n yang sama disebut dengan kulit atau kulit elektron. Notasi yang digunakan untuk kulit elektron diberikan di Tabel 2.5.

Tabel 2.5 Simbol kulit elektron.

n	1	2	3	4	5	6	7
simbol	K	L	M	N	O	P	Q

Tabel 2.6 merangkumkan jumlah maksimum elektron dalam tiap kulit, mulai kulit K sampai N. Bila atom dalam keadaan paling stabilnya, keadaan dasar, elektron-elektronnya akan menempati orbital dengan energi terendah, mengikuti prinsip Pauli.

Tabel 2.6 Jumlah maksimum elektron yang menempati tiap kulit.

n	kulit	l	simbol	Jumlah maks elektron		total di kulit
1	K	0	1s	2		(2 = 2×12)
2	L	0	2s	2		(8 = 2×22)
		1	2p	6
3	M	0	3s	2		(18 = 2×32)
		1	3p	6
		2	3d	10
4	N	0	4s	2		(32 = 2×42)
		1	4p	6
		2	4d	10
		3	4f	14

Harus ditambahkan di sini, dengan menggunakan simbol yang diberikan di Tabel 2.6, konfigurasi elektron atom dapat dungkapkan. Misalnya, atom hidrogen dalam keadaan dasar memiliki satu elektron diu kulit K dan konfigurasi elektronnya (1s¹). Atom karbon memiliki 2 elektron di kulit K dan 4 elektron di kulit L. Konfigurasi elektronnya adalah (1s²2s²2p²).
sumber:  http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia_dasar/struktur_atom1/kelahiran-mekanika-kuantum/

Dasar-dasar teori kuantum klasik

2.3 Dasar-dasar teori kuantum klasik

a. Spektrum atom
Bila logam atau senyawanya dipanaskan di pembakar, 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 logam yang digunakan. 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 garisspektra garis diskontinyu. Karena panjang gelombang cahaya khas bagi atom, spektrum ini disebut dengan spektrum atom.
Fisikawan Swiss Johann 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 σ garis spektra dapat diungkapkan dengan persamaan berikut (1889).

σ = 1/ λ = R{ (1/n_i² ) -(1/n_j² ) }cm^-1 … (2.1)

Jumlah gelombang dalam satuan panjang (misalnya, per 1 cm)

n_i dan n_j bilangan positif bulat(n_i < n_j) dan R adalah tetapan khas untuk gas yang digunakan. Untuk hidrogen R bernilai 1,09678 x 10⁷ m^-1.
Umumnya bilangan gelombang garis spektra atom hodrogen 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.
b. Teori Bohr
Di akhir abad 19, fisikawan mengalami kesukaran dalam memahami hubungan antara panjang gelombang radiasi dari benda yang dipanaskan dan intesitasnya. Terdapat perbedaan yang besar antara prediksi berdasarkan teori elektromagnetisme dan hasil percobaan. Fisikawan Jerman Max Karl Ludwig Planck (1858-1947) berusaha menyelesaikan masalahyang telah mengecewakan fisikawan 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,….) … (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). Sekitar 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

1. Elektron dalam atom diizinkan pada keadaan stasioner tertentu. Setiap keadaan stasioner berkaitan dengan energi tertentu.
2. 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.
3. Dalam keadaan stasioner manapun, elektron bergerak dalam orbit sirkular sekitar inti.
4. Elektron diizinkan bergerak dengan suatu momentum sudut yang merupakan kelipatan bilangan bulat h/2π, yakni

mvr = n(h/2π), n = 1, 2, 3,. … (2.3)

Energi elektron yang dimiliki atom hidrogen dapat dihitung dengan menggunakan hipotesis ini. Di mekanika klasik, gaya elektrostatik yang bekerja pada elektron dan gaya sentrifugal yang di asilkan akan saling menyetimbangkan. Jadi,

e²/4πε₀r² = mv²/r … (2.4)

Dalam persamaan 2.3 dan 2.4, e, m dan v adalah muatan, massa dan kecepatan elektron, r adalah jarak antara elektron dan inti, dan ε₀ adalah tetapan dielektrik vakum, 8,8542 x 10^-2 C² N^-1 m².

E = mv²/2 – e²/4πε₀r … (2.7)

c. Spektra atom hidrogen
Menurut teori Bohr, energi radiasi elektromagnetik yang dipancarkan atom berkaitan dengan perbedaan energi dua keadaan stationer i dan j. Jadi,

ΔE = hν = │Ej – Ej│= (2π²me⁴/ε₀²h² )ï¼»(1/n_i² ) -(1/n_j² )ï¼½ n_j > n_i (2.9)

Bilangan gelombang radiasi elektromagnetik diberikan oleh:

ν = me⁴/8ε₀²n²h³)ï¼»(1/n_i² ) -(1/n_j² )ï¼½ (2.10)

Suku tetapan yang dihitung untuk kasus n_j = 2 dan n_i = 1 didapatkan identik dengan nilai yang didapatkan sebelumnya oelh 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 uang dihitung dengan memasukkan n_j = 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.

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 sinar-X karakteristik. Ia menginterpretasikan hasilnya dengan menggunakan teori Bohr, dan mendapatkan bahwa panjang gelombang λ sinar- X berkaitan dengan muatan listrik Z inti. 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.
e. Keterbatasan teori Bohr
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. Seetelah 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 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 kunatum untuk memahami struktur atom, dan secara lebih umum struktur materi.
sumber:  http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia_dasar/struktur_atom1/dasar-dasar-teori-kuantum-klasik/

Model Atom

2.2 Model atom

a. Ukuran atom
Sperti telah disebutkan di bagian sebelumnya, ketakterbagian atom perlahan mulai dipertanyakan. Pada saat yang sama, perhatian pada struktur atom perlahan menjadi semakin besar. Bila orang 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 10^x).
Jawab: Volume 1 mol air sekitar 18 cm³. Jadi volume 1 molekul air: v = 18 cm³/6 x 10²³ = 3×10^-23 cm³ = 30 x 10^-24 cm³. Panjang sisi kubus adalah (30 x 10^-24)^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 bola tersebut. Dalam kaitan ini model Thomson sering disebut dengan “model bolu kismis”, kismisnya seolah elektron dan bolunya adalah atom.
b. Penemuan inti atom
Setelah melakukan banyak kemajuan dengan mempelajari keradioaktifan, fisikawan Inggris Ernest Rutherford (1871-1937) menjadi tertarik pada struktur atom, asal radiasi radioaktif. Ia menembaki lempeng tipis logam (ketebalan 10⁴ atoms) 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 di layar ZnS (Gambar 2.2). 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 .

Sangat aneh mendapati sebagian besar partikel berbalik, dan beberapa bahkan 180 derajat. Rutherford menyatakan bahwa dalam atom harus ada partikel yang massa cukup besar sehingga patikel α yang memiliki massa sebesar massa atom helium tertolak, dan yang jari-jarinya 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 sebagai ruang yang seragam dengan demikian ditolak.
sumber:  http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia_dasar/struktur_atom1/model-atom/

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)
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.
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/

Komponen Komponen Materi

a. Atom
Dunia Kimia berdasarkan teori atom, satuan terkecil materi adalah atom. Materi didefinisikan sebagai kumpulan atom. Atom adalah komponen terkecil unsure yang tidak akan mengalami perubahan dalam reaksi Kimia. Semua atom terdiri atas komponen yang sama, sebuah inti dan electron. Diameter inti sekitar 10^–15-10^–14 m, yakni sekitar 1/10 000 besarnya atom. Lebih dari 99 % massa atom terkonsentrasi di inti. Inti terdiri atas proton dan neutron, dan jumlahnya menentukan sifat unsur.
Massa proton sekitar 1,67 x 10^–27 kg dan memiliki muatan positif, 1,60 x 10^–19 C (Coulomb). Muatan ini adalah satuan muatan listrik terkecil dan disebut muatan listrik elementer. Inti memiliki muatan listrik positif yang jumlahnya bergantung pada jumlah proton yang dikandungnya. Massa neutron hampir sama dengan massa proton, tetapi neutron tidak memiliki muatan listrik. Elektron adalah partikel dengan satuan muatan negatif, dan suatu atom tertentu mengandung sejumlah elektron yang sama dengan jumlah proton yang ada di inti atomnya. Jadi atom secara listrik bermuatan netral. Sifat partikel-partikel yang menyusun atom dirangkumkan di Tabel 1.1.
Tabel 1.1 Sifat partikel penyusun atom.

massa (kg)		Massa relatif	Muatan listrik (C)
proton	1,672623×10-27	1836	1,602189×10-19
neutron	1,674929×10-27	1839	0
elektron	9,109390×10-31	1	-1,602189×10-19

Jumlah proton dalam inti disebut nomor atom dan jumah proton dan neutron disebut nomor massa. Karena massa proton dan neutron hampir sama dan massa elektron dapat diabaikan dibandingkan massa neutron dan proton, massa suatu atom hampir sama dengan nomor massanya.
Bila nomor atom dan nomor massa suatu atom tertentu dinyatakan, nomor atom ditambahkan di kiri bawah symbol atom sebagai subscript, dan nomor massa di kiri atas sebagai superscript. Misalnya untuk atom karbon dinyatakan sebagai ¹²₆ C karena nomor atom adalah 6 dan nomor massanya adalah 12. Kadang hanya nomor massanya yang dituliskan, jadi sebagai ¹²C.
Jumlah proton dan elektron yang dimiliki oleh unsure menentukan sifat Kimia unsure. Jumlah neutron mungkin bervariasi. Suatu unsure tertentu akan selalu memiliki nomor atom yang sama tetapi mungkin memiliki jumlah neutron yang berbeda-beda. Varian-varian ini disebut isotop. Sebagai contoh hydrogen memiliki isotop yang dituliskan di tabel berikut.
Tabel 1.2 Isotop-isotop hidrogen
simbol dan nama jumlah proton Jumlah neutron
¹H hidrogen 1 0
²H deuterium, D 1
1 ³H tritium, T 1 2
Banyak unsur yang ada alami di alam memiliki isotop-isotop. Beberapa memiliki lebih dari dua isotop. Sifat kimia isotop sangat mirip, hanya nomor massanya yang berbeda.
b. Molekul
Komponen independen netral terkecil materi disebut molekul. Molekul monoatomik terdiri datu atom (misalnya, Ne). Molekul poliatomik terdiri lebih banyak atom (misalnya, CO₂). Jenis ikatan antar atom dalam molekul poliatomik disebut ikatan kovalen (lihat bab 3.2(b)).
Salah satu alasan mengapa mengapa diperlukan waktu yang lama sampai teori atom diterima dengan penuh adalah sebagai berikut. Dalam teorinya Dalton menerima keberadaan molekul (dalam terminologi modern) yang dibentuk oleh kombinasi atom yang berbeda-beda, tetapi ia tidak tidak menerima ide molekul diatomik untuk unsur seperti oksigen, hidrogen atau nitrogen yang telah diteliti dengan intensif waktu itu. Dalton percaya pada apa yang disebut “prinsip tersederhana”4 dan berdasarkan prinsip ini, ia secara otomatis mengasumsikan bahwa unsur seperti hidrogen dan oksigen adalah monoatomik.
Kimiawan Perancis Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850) mengusulkan hukum reaksi gas yang menyatakan bahwa dalam reaksi gas, perbandingan volume adalah bilangan bulat. Teori atom Dalton tidak memberikan rasional hukum ini. Di tahun 1811, kimiawan Italia Amedeo Avogadro (1776-1856) mengusulkan unsur gas seperti hidrogen dan oksigen yang bukan monoatomik tetapi diatomik. Lebih lanjut, ia juga mengusulkan bahwa pada temperatur dan tekanan tetap, semua gas dalam volume tertentu mengandung jumlah partikel yang sama. Hipotesis ini awalnya disebut hipotesis Avogadro, tetapi kemudian disebut hukum Avogadro.
Hukum Avogadro memberikan dasar penentuan massa atom relatif, yakni massa atom (secara nal disebut berat atom). Pentingnya massa atom ini lambat disadari. Kimiawan Italia Stanislao Cannizzaro (1826-1910) menyadari pentingnya hipotesis Avogadro dan validitasnya di International Chemical Congress yang diselenggarakan di Karlsruhe, Germany, di tahun 1860, yang diadakan utuk mendiskusikan kesepakatan internasional untuk standar massa atom. Sejak itu, validitas hipotesis Avogadro secara perlahan diterima.
c. Ion
Atom atau kelompok atom yang memiliki muatan listrik disebut ion. Kation adalah ion yang memiliki muatan positif, anion memiliki muatan negatif. Tarikan listrik akan timbul antara kation dan anion. Dalam kristal natrium khlorida (NaCl), ion natrium (Na⁺) dan ion khlorida (Cl¯) diikat dengan tarikan listrik. Jenis ikatan ini disebut ikatan ion (lihat bab3.2 (a))．
sumber:  http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia_dasar/lahirnya_teori_atom/komponen_komponen_materi/

Lahirnya Kimia

Kimia modern dimulai oleh kimiawan Perancis Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794). Ia menemukan hukum kekekalan massa dalam reaksi kimia, dan mengungkap peran oksigen dalam pembakaran. Berdasarkan prinsip ini, kimia maju di arah yang benar.
Sebenarnya oksigen ditemukan secara independen oleh dua kimiawan, kimiawan Inggris Joseph Priestley (1733-1804) dan kimiawan Swedia Carl Wilhelm Scheele (1742-1786), di penghujung abad ke-18. Jadi, hanya sekitar dua ratus tahun sebelum kimia modern lahir. Dengan demikian, kimia merupakan ilmu pengetahuan yang relatif muda bila dibandingkan dengan fisika dan matematika, keduanya telah berkembang beberapa ribu tahun.
Namun alkimia, metalurgi dan farmasi di zaman kuno dapat dianggap sebagai akar kimia. Banyak penemuan yang dijumpai oleh orang-orang yang terlibat aktif di bidang-bidang ini berkontribusi besar pada kimia modern walaupun alkimia didasarkan atas teori yang salah. Lebih lanjut, sebelum abad ke-18, metalurgi dan farmasi sebenarnya didasarkan atas pengalaman saja dan bukan teori. Jadi, nampaknya tidak mungkin titik-titik awal ini yang kemudian berkembang menjadi kimia modern. Berdasarkan hal-hal ini dan sifat kimia modern yang terorganisir baik dan sistematik metodologinya, akar sebenarnya kimia modern mungkin dapat ditemui di filosofi Yunani kuno.
Jalan dari filosofi Yunani kuno ke teori atom modern tidak selalu mulus. Di Yunani kuno, ada perselisihan yang tajam antara teori atom dan penolakan keberadaan atom. Sebenarnya, teori atom tetap tidak ortodoks dalam dunia kimia dan sains. Orang-orang terpelajar tidak tertarik pada teori atom sampai abad ke-18. Di awal abad ke-19, kimiawan Inggris John Dalton (1766-1844) melahirkan ulang teori atom Yunani kuno. Bahkan setelah kelahirannya kembali ini, tidak semua ilmuwan menerima teori atom. Tidak sampai awal abad 20 teori ato, akhirnya dibuktikan sebagai fakta, bukan hanya hipotesis. Hal ini dicapai dengan percobaan yang terampil oleh kimiawan Perancis Jean Baptiste Perrin (1870-1942). Jadi, perlu waktu yang cukup panjang untuk menetapkan dasar kimia modern.
Sebagaimana dicatat sebelumnya, kimia adalah ilmu yang relatif muda. Akibatnya, banyak yang masih harus dikerjakan sebelum kimia dapat mengklaim untuk mempelajari materi, dan melalui pemahaman materi ini memahami alam ini. Jadi, sangat penting di saat awal pembelajaran kimia kita meninjau ulang secara singkat bagaimana kimia berkembang sejak kelahirannya.
a. Teori atom kuno
Sebagaimana disebut tadi, akar kimia modern adalah teori atom yang dikembangkan oleh filsuf Yunani kuno. Filosofi atomik Yunani kuno sering dihubungkan dengan Democritos (kira-kira 460BC- kira-kira 370 BC). Namun, tidak ada tulisan Democritos yang tinggal. Oleh karena itu, sumber kita haruslah puisi panjang “De rerum natura” yang ditulis oleh seniman Romawi Lucretius (kira-kira 96 BC- kira-kira 55 BC).

Atom yang dipaparkan oleh Lucretius memiliki kemiripan dengan molekul modern. Anggur (wine) dan minyak zaitun, misalnya memiliki atom-atom sendiri. Atom adalah entitas abstrak. Atom memiliki bentuk yang khas dengan fungsi yang sesuai dengan bentuknya. ”Atom anggur bulat dan mulus sehingga dapat melewati kerongkongan dengan mulus sementara atom kina kasar dan akan sukar melalui kerongkongan”. Teori struktural modern molekul menyatakan bahwa terdapat hubungan yang sangat dekat antara struktur molekul dan fungsinya.
Walaupun filosofi yang terartikulasi oleh Lucretius tidak didukung oleh bukti yang didapat dari percobaan, inilah awal kimia modern.
Dalam periode yang panjang sejak zaman kuno sampai zaman pertengahan, teori atom tetap In heretikal (berlwanan dengan teori yang umum diterima) sebab teori empat unsur (air, tanah, udara dan api) yang diusulkan filsuf Yunani kuno Aristotole (384 BC-322 BC) menguasi. Ketika otortas Aristotle mulai menurun di awal abad modern, banyak filsuf dan ilmuwan mulai mengembangkan teori yang dipengaruhi teori atom Yunani. Gambaran materi tetap dipegang oleh filsuf Perancis Rene Descartes (1596-1650), filsuf Jerman Gottfried Wilhelm Freiherr von Leibniz (1646-1716), dan ilmuwan Inggris Sir Issac Newton (1642-1727) yang lebih kurang dipengaruhi teori atom.
b. Teori atom Dalton
Di awal abad ke-19, teori atom sebagai filosofi materi telah dikembangkan dengan baik oleh Dalton yang mengembangkan teori atomnya berdasarkan peran atom dalam reaksi kimia. Teori atomnya dirangkumkan sebagai berikut:
Teori atom Dalton:
(i) partikel dasar yang menyusun unsur adalah atom. Semua atom unsur tertentu identik.
(ii) massa atom yang berjenis sama akan identik tetapi berbeda dengan massa atom unsur jenis lain.
(iii) keseluruhan atom terlibat dalam reaksi kimia. Keseluruhan atom akan membentuk senyawa. Jenis dan jumlah atom dalam senyawa tertentu tetap.
Dasar teoritik teori Dalton terutama didasarkan pada hukum kekekalan massa dan hukum perbandingan tetap. Keduanya telah ditemukan sebelumnya, dan hukum perbandingan berganda yang dikembangkan oleh Dalton sendiri.

1. Senyawa tertentu selalu mengandung perbandingan massa unsur yang sama.
2. Bila dua unsur A dan B membentuk sederet senyawa, rasio massa B yang bereaksi dengan sejumlah A dapat direduksi menjadi bilangan bulat sederhana.

Atom Democritos dapat dikatakan sebagai sejenis miniatur materi. Jadi jumlah jenis atom akan sama dengan jumlah materi. Di pihak lain, atom Dalton adalah penyusun materi, dan banyak senyawa dapat dibentuk oleh sejumlah terbatas atom. Jadi, akan terdapat sejumlah terbatas jenis atom. Teori atom Dalton mensyaratkan proses dua atau lebih atom bergabung membentuk materi. Hal ini merupakan alasan mengapa atom Dalton disebut atom kimia.

Bukti keberadaan atom

Ketika Dalton mengusulkan teori atomnya, teorinya menarik cukup banyak perhatian. Namun, teorinya ini gagal mendapat dukungan penuh. Beberapa pendukung Dalton membuat berbagai usaha penting untuk mempersuasi yang melawan teori ini, tetapi beberapa oposisi masih tetap ada. Kimia saat itu belum cukup membuktikan keberadaan atom dengan percobaan. Jadi teori atom tetap merupakan hipotesis. Lebih lanjut, sains setelah abad ke-18 mengembangkan berbagai percobaan yang membuat banyak saintis menjadi skeptis pada hipotesis atom. Misalnya, kimiawan tenar seperti Sir Humphry Davy (1778-1829) dan Michael Faraday (1791-1867), keduanya dari Inggris, keduanya ragu pada teori atom.
Sementara teori atom masih tetap hipotesis, berbagai kemajuan besar dibuta di berbagai bidang sains. Salah satunya adalah kemunculan termodinamika yang cepat di abad 19. Kimia struktural saat itu yang direpresentasikan oleh teori atom hanyalah masalah akademik dengan sedikit kemungkinan aplikasi praktis. Tetapi termodinamika yang diturunkan dari isu praktis seperti efisiensi mesin uap nampak lebih penting. Ada kontroversi yang sangat tajam antara atomis dengan yang mendukung termodinamika. Debat antara fisikawan Austria Ludwig Boltzmann (1844-1906) dan kimiawan Jerman Friedrich Wilhelm Ostwald (1853-1932) dengan fisikawan Austria Ernst Mach (1838-1916) pantas dicatat. Debat ini berakibat buruk, Boltzmann bunuh diri.
Botanis Inggris, Robert Brown (1773-1858) menemukan gerak takberaturan partikel koloid dan gerakan ini disebut dengan gerak Brow, untuk menghormatinya. Fisikawan Swiss Albert Einstein (1879-1955) mengembangkan teori gerak yang berdasarkan teori atom. Menurut teori ini, gerak Brown dapat diungkapkan dengan persamaan yang memuat bilangan Avogadro.
D =(RT/N).(1/6παη) (1.1)
D adalah gerakan partikel, R tetapan gas, T temperatur, N bilangan Avogadro, α jari-jari partikel dan η viskositas larutan.
Dalam kerangka kimia modern, metodologi seperti ini masih penting. Bahkan sampai hari ini masih tidak mungkin mengamati langsung partikel sekecil atom dengan mata telanjang atau mikroskop optic. Untuk mengamati langsung dengan sinar tampak, ukuran partikelnya harus lebih besar daripada panjang gelombang sinar tampak. Panjang gelombang sinar tampak ada dalam rentang 4,0 x 10^-7- 7,0 x10^-7 m, yang besarnya 1000 kali lebih besar daripada ukuran atom. Jadi jelas di luar rentang alat optis untuk mengamati atom. Dengan bantuan alat baru seperti mikroskop electron (EM) atau scanning tunneling microscope (STM), ketidakmungkinan ini dapat diatasi. Walaupun prinsip mengamati atom dengan alat ini, berbeda dengan apa yang terlibat dengan mengamati bulan atau bunga, kita dapat mengatakan bahwa kita kini dapat mengamati atom secara langsung.




sumber:  http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia_dasar/lahirnya_teori_atom/lahirnya_kimia/