Asam dan Basa

MENGENAL SIFAT DAN KLASIFIKASI ASAM BASA

        Haaii guys, tahu gak nih kalau sebagian besar buah-buahan itu mengandung asam organik lemah, seperti asam sitrat pada jeruk, asam maleat pada anggur hijau, juga asam tatrat yang menjadi bahan vitamin C dan banyak terdapat dalam buah lemon. Asam ini baik lho untuk meningkatkan daya tahan tubuh. Makanan asam juga sangat baik untuk ibu-ibu yang sedang hamil, karena makanan asam itu baik untuk penyerapan zat besi, terus juga dapat membantu pembentukan hemoglobin. Makan makanan asam boleh, tapi jangan kebanyakan ya (Sumber: Giphy.com)

SIFAT ASAM DAN BASA

        Asam dan basa merupakan dua senyawa kimia yang sangat penting dalam kehidupan sehari-hari kita. Secara umum, zat–zat yang memiliki rasa masam itu mengandung asam, misalnya asam sitrat pada jeruk, asam asetat pada cuka makanan, serta asam benzoat yang digunakan sebagai pengawet makanan.

        Kemudian, basa adalah senyawa yang mempunyai sifat licin, rasanya pahit seperti obat dan sabun, kemudian ada beberapa jenis basa yang bersifat korosif (penyebab karat) dan kausatik (merusak kulit).

        Meskipun asam dan basa dapat dibedakan dari rasanya, tetapi tidak disarankan lho ya (dilarang) untuk mencicipi asam atau basa yang ada di laboratorium, berbahaya, nanti kamu kenapa-kenapa lagi, soalnya kandungannya itu beda.

        Asam dan Basa dapat dibedakan melalui indikator asam basa, yaitu alat penguji asam basa. Larutan asam dan basa dapat diperoleh dengan melarutkan asam atau basa secara langsung ke dalam air. Selain itu, larutan ini juga dapat diperoleh melalui reaksi antara senyawa oksida dengan air.

Reaksi antara oksida asam dengan air akan menghasilkan larutan asam, sedangkan reaksi antara oksida basa dengan air menghasilkan larutan basa. Larutan basa juga dapat dihasilkan dari reaksi antara logam reaktif dengan air.

Oksida adalah senyawa antara unsur tertentu dengan oksigen. 

        Oksida asam adalah oksida yang berasal dari unsur nonlogam dengan oksigen misalnya CO2, SO2, P2O5, Cl2O7 dan sebagainya. Oksida asam jika bereaksi dengan air akan menghasilkan larutan asam.

Contoh larutan asam :

1. Asam asetat / asam cuka = CH3COOH
2. Asam sulfat = H2SO4
3. Asam klorida = HCl
4. Asam fosfat = H3PO4
5. Asam laktat = C3H6O5
6. Asam nitrat = HNO3
7. Asam benzoat = C6H5COOH
8. Asam Formiat = HCOOH
9. Asam tartrat = C4H6O6

        Oksida basa adalah oksida yang berasal dari unsur logam dengan oksigen, misalnya Na2O, CaO, Fe2O3, dan sebagainya. Oksida basa jika bereaksi dengan air akan menghasilkan larutan basa.

Contoh larutan basa:

1. Litium hidroksida = LiOH
2. Natrium hidroksida = NaOH
3. Kalium hidroksida = KOH
4. Kalsium hidroksida = Ca(OH)2
5. Urea = H2NCONH2
6. Glukosa = C6H2O6

        Di antara senyawa oksida, ada yang disebut oksida indiferen, yaitu oksida yang tidak dapat membentuk asam maupun basa, misalnya CO dan NO. Selain itu, ada juga oksida amfoter. Amfoter itu dapat bereaksi dengan ion asam (H+) dan ion basa (OH-). Contoh oksida amfoter adalah Al2O3 dan ZnO.

KLASIFIKASI ASAM DAN BASA

        Oke sekarang kita bahas tentang klasifikasi asam dan basa. Keduanya digolongkan berdasarkan kekuatannya dan terionisasi, yang kemudian dibagi menjadi 2, di antaranya: 

1. Asam Kuat dan Basa Kuat

        Asam kuat adalah senyawa yang terurai secara keseluruhan saat di larutkan di dalam air dan menghasilkan jumlah ion seluruhnya. Contohnya: HCL, HNO3, H2SO4, HCIO4

2. Asam Lemah dan Basa Lemah

        Asam lemah adalah senyawa yang sedikit terurai saat dilarutkan di dalam air. Contohnya: H3PO4, H2SO3, HNO2, CH3COOH.

       Basa lemah adalah senyawa yang hanya sedikit terurai saat dilarutkan ke dalam air.         Contohnya: NaHCO3, NH4OH.

        Kemudian ada lagi nih guys, yaitu berdasarkan bentuk ion, berikut di antaranya:

● Asam anion adalah asam yang mempunyai muatan negatif. Contohnya: SO3- 

● Asam kation adalah asam yang mempunyai muatan positif. Contohnya: NN4+

● Basa anion adalah basa yang mempunyai muatan negatif. Contohnya: CI-, CN-

● Basa kation adalah basa yang mempunyai muatan positif. Contohnya: Na+, Ca2+

Daftar Pustaka

Giphy.com. (n.d.).
Abdillah, F. (2018, April 25). Mengenal Sifat dan Klasifikasi Asam Basa. Retrieved from blog.ruangguru.com.
Pendidikan, G. (2014). Larutan Asam dan Basa.

Ikatan dan Struktur

IKATAN DAN STRUKTUR

Jari-jari atom, sudut ikatan, dan elektron valensi atom atau ion yang menyusun senyawa menentukan ikatan, struktur, reaksi dan sifat fisik senyawa.

Klarifikasi Ikatan
Ikatan yang menggunakan pasangan elektron untuk mengikat atom A dan B disebut ikatan kovalen, dan ditulis sebagai A-B atau A:B. karena ada dua pasang elektron yang terlibat dalam ikatan ganda dan tiga pasang di ikatan rangkap tiga; ikatan-ikatan itu ditandai berturut-turut dengan A=B,  A≡ B atau A::B, A:::B. Ikatan kovalen sangat sederhana, namun merupakan konsep yang sangat bermanfaat. Konsep ini diusulkan oleh G. N. Lewis di awal abad 20 dan representasinya disebut struktur Lewis. Pasangan elektron yang tidak digunakan bersama disebut pasangan elektron bebas, dan disimbolkan dengan pasangan titik, seperti A:.

Faktor Geometri yang Menentukan Ikatan dan Struktur
Dua parameter, jari-jari dan kekuatan menarik elektron atom atau ion menentukan ikatan, struktur dan reaksi zat elementer dan senyawa.

a. Jari-jari Atomik dan Ion
Kerapatan elektron dalam atom secara perlahan akan menuju, tetapi tidak pernah mencapai nol ketika jarak dari inti meningkat. Oleh karena itu, secara ketat dapat dinyatakan bahwa jari-jari atom ataupun ion tidak dapat ditentukan. Namun, secara eksperimen merupakan salah satu parameter atomik yang sangat penting untuk mendeskripsikan kimia struktural senyawa. Cukup bealasan untuk mendefinisikan jari-jari logam sebagai separuh jalan atom logam. Separuh jarak antar atom didefinisikan juga sebagai jari-jari kovalen zat elementer.

Karena kation dan anion unsur yang berbeda dalam senyawa ion diikat dengan interaksi elektrostatik, jarak ikatan adalah jumlah jari-jari ionik yang diberikan untuk kation dan anion. Kita juga harus sadar bahwa jarak kation-anion pasangan ion yang sama menjadi lebih besar ketika bilangan koordinasi ion lawannya meningkat.

b. Entalpi Kisi
Walaupun kestabilan kristal dalam suhu dan tekanan tetap bergantung pada perubahan energi bebas Gibbs pembentukan kristal dari ion-ion penyusunnya, kestabilan suatu kristal ditentukan sebagian besar oleh perubahan entalpinya saja. Hal ini disebabkan oleh sangat eksotermnya pembentukan kisi, dan suku entropinya sangat kecil. Entalpi kisi, ∆H, didefinisikan sebagai perubahan sentalpi standar reaksi dekomposisi kristal ionik menjadi ion-ion gasnya (s = solid, g = gass, L = lattice).

Entalpi kisi secara tidak langsung dihitung dai nilai perubahna entalpi dalam tiap tahap menggunakan siklus Born-Haber. Yakni, suatu siklus dibentuk dengan menggunakan data entalpi; entalpi pembentukan standar kristal ion dari unsur-unsurnya, ∆H, entalpi sublimasi padatan elementernya, entalpi atomisasi yang berhubungan dengan entalpi disosiasi molekul elementer gasnya, ∆H entalpi ionisasi yakni jumlah entalpi ionisasi pembentukan kation dan entalpi penangkapan elektron dalam pembentukan anion.

c. Tetapan Madelung
Energi potensial Coulomb total antar ion dalam senyawa ionik yang terdiri atas ion A dan B adalah penjumlahan energi potensial Coulomb interaksi ion individual. Karena lokasi ion-ion dalam kisi kristal ditentukan oleh tipe struktur, potensial Coulomb total antar ion dihitung dengan menentukan jarak antara ion d. A adalah tetapan Madelung yang khas untuk tiap struktur kristal.

d. Struktur Kristal Logam
Bila kita bayngkan atom logam sebagai bola keras, bila disusun terjejal di bidang setiap bola akan bersentuhan dengan enam bola lain.

Bila kisinya diiris di bidang yang berbeda, sel satuan ap nampak  berupa kisi kubus berpusat muka, mengandung bola di setiap sudut kubus dan satu di pusat setiap muka.

e. Kristal Ionik
Dalm kristal ionik, seperti logam halida, oksida , dan sulfida, kation dan anion disusun bergantian, dan padatannya diikat oleh ikatan elektrostatik. Kristal ionik diklasifikasikan kedalam beberapa struktur berdasarkan jenis kation dan anion yang terlibat dan jari-jari ionnya.

 f. Aturan Jari-jari
Biasanya energi potensial Coulomb total E, senyawa ionik univalen MX diungkapkan dengan persamaan

Dalam bagian struktur yang terdiri hanya anion, anion membentuk koordinasi polihedra disekeliling kation.

g. Variasi Ungkapan Struktur Padatan
Banyak padatan anorganik memiliki struktur 3 dimensi yang rumit. Ilustrasi yang berbeda dari senyawa yang sama akan membantu kita memahami struktur tersebut. Dalam hal senyawa anorganik yang rumit, menggambarkan ikatan antar atom, seperti yang digunakan dalam senyawa organik biasanya menyebabkan kebingungan. Anion dalam kebanyakan oksida, sulfida atau halida logam membentuk tetrahedral atau oktahedral disekeliling kation logam. Walaupun tidak terdapat ikatan antar anion, strukturnya akan disederhanakan bila struktur diilustrasikan dengan polihedra anion yang menggunakan bersama sudut, sisi atau muka. Dalam ilustrasi semacam ini, atom logam biasanya diabaikan.

Faktor Elektronik
        Ikatan dan struktur senyawa ditentukan oleh sifat elektronik seperti kekuatan atom-atom penyusun dalam menarik dan menolak elektron. Orbital molekul yang diisi elektron valensi, susunan grometrisnya dipenaruhi oleh interaksi elektronik antar elektron non ikatan.
Muatan Inti Efektif -->Energi Ionisasi --> Afinitas Elektron --> Ke-elektronegativan -->  Orbital Molekul.

Muatan Inti Efektif
        Muatan positif inti sedikit banyak dilawan oleh elektron negatif bagian dalam (di bawah elektron valensi), muatan inti yang dirasakan oleh elektron valensi suatu atom dengan nomor atom Z akan lebih kecil dari muatan inti Ze. Penurunan ini disebut Konstanta Perisai ( σ ) dan muatan inti netto disebut dengan Muatan Inti Efektif (Zeff).
Persaman :
Zeff= Z – σ     
Muatan inti efektif bervariasi mengikuti variasi orbital dan jarak dari inti.

Energi Ionisasi
        Energi Ionisasi adalah energi minimum yang diperlukan untuk mengeluarkan elektron dari atom dalam fase gas (g).
A(g) A+ (g) + e (g)
Energi ionisasi (Ei) diungkapkan dalam satuan elektron volt (eV) = 96.49 kJmol-1
        Energi ionisasi pertama yang mengeluarkan elektron terluar merupakan energi paling rendah, dan energi ionisasi ke 2 dan ke 3,yang mengionisasi lebih lanjut kation dan meningkat dengan cepat.
Pers. Ei1 < Ei2 < Ei3
        Entalpi Ionisasi yakni perubahan entalpi standar proses ionisasi dan digunakan dalam perhitungan temodinamika.

Afinitas Elektron
        Afinitas Elektron merupakan negatif entalpi penangkapan elektron oleh atom dalam fasa gas. Sehingga didefinisikan Afinitas Elektron Pertama adalah energi yang dilepaskan ketika 1 mol atom gas mendapatkan satu elektron untuk membentuk 1 mol ion gas. Afinitas dapat dianggap sebagai entalpi ionisai anion.
A ( = -ΔHeg)

Ke-Elektronegatifan

1) L. PAULING
        Ke-elektronegatifan merupakan parameter paling fundamental  yang mengungkapkan secara numerik kecenderungan atom untuk menarik elektron dalam molekul. Skala Pauling justifikasinya paling dekat yang mendefinisikan besaran kuantatif karakter ion ikatan.
        Ke-elektronegatifan Ҳ merupakan perbedaan ke-elektronegatifan atom A dan B sebanding dengan akar kuadrat ion.

2) A. L. Allerd dan E. G. Rochow

        Ke-elektronegatifan merupakan medan listrik di permukaan atom. Mereka menambahkan konstanta untuk membuat ke-elektronegatifan mereka sedekat mungkin dengan nilai Pauling dengan menggunakan melibatkan jari-jari ikatan kovalen dalam persamaan :

        Hasilnya --> unsur-unsur dengan jari-jari kovalen yang kecil dan muatan inti efektif yang besar memiliki ke-elektronegatifan yang besar.

3) R. Mulliken

        Ke-elektronegatifan sebagai rata-rata energi ionisasi I dan afinitas elektronA.

Persamaan :

        Energi Ionisasi --> energi eksitasi dari HOMO dan afinitas elektron adalah energi penambahan elektron ke LUMO. Sehingga ke-elektronegatifan adalah rata-arat energi HOMO dan LUMO.

Orbital Molekul

        Fungsi gelombang elektron dalam suatu atom disebut orbital atom. Karena kebolehjadian menemukan elektron dalam orbital molekul sebanding dengan kuadrat fungsi gelombang dan peta elektron nampak seperti fungsi gelombang Suatu gelombang fungsi mempunyai daerah beramplitudo positif dan negatif yang disebut cuping (lobes). Syarat pembentukan orbital : 

1) Cuping orbital atom penyusunannya cocok untuk tumpang tindih;

2) Tanda positif atau negatif cuping yang bertumpang tindih sama;

3) Tingkat energi orbital-orbital atomnya dekat.

Daftar Pustaka

kamu tahukan aturan jari-jari. (n.d.). Retrieved from bankimia.blogspot.com.
memahami struktur kristal logam. (n.d.). Retrieved from bankimia.blogspot.com.
rosa. (n.d.). praktikum kimia anorganik. Retrieved from rosannisinurat.blogspot.com.
saito, t. (1996). kimia anorganik. buku teks kimia anorganik online.
siklus born-haber. (n.d.). Retrieved from id.wikipedia.org.
taro, s. (1996). kimia anorganik. buku teks kimia anorganik online, 11-27.
Nur Endah, S. (n.d.). Ikatan dan Unsur.

Bilangan Kuantum

BILANGAN KUANTUM

        Bilangan kuantum adalah suatu harga yang menyatakan keadaan orbital suatu atom.

Bilangan kuantum terdiri dari :

1. Bilangan Kuantum Utama (n)

Menggambarkan tingkat energi dan ukuran orbital.

        Harga n = 1, 2, 3, 4, dan seterusnya

2. Bilangan Kuantum Azimut (l)

Menggambarkan sub-kulit atom dan bentuk geometri orbital.

        Harga l = 0, dan seterusnya hingga (n-1)

untuk n = 1, maka l yang mungkin adalah l = 0

untuk n = 2, maka l yang mungkin adalah l = 0 dan 1

untuk n = 3, maka l yang mungkin adalah l = 0,1, dan 2

l = 0 disebut orbital s (sharp), berbentuk bola

l = 1 disebut orbital p (principal), berbentuk satu bola terpilin

l = 2 disebut orbital d (diffuse), berbentuk dua bola terpilin

l = 3 disebut orbital f (fundamental), berbentuk tiga bola terpilin

3. Bilangan Kuantum Magnetik (m)

Menggambarkan orientasi atau arah orbital (menyatakan orbital yang ditempati oleh elektron).

        Harga m = -l, 0 hingga +l

untuk l = 0 (jenis orbital s), maka m = 0 (hanya 1 orbital)

untuk l = 1 (jenis orbital p), maka m = -1, 0, +1 (ada 3 orbital)

untuk l = 2 (jenis orbital d), maka m = -2, -1, 0, +1, +2 (ada 5 orbital)

untuk l = 3 (jenis orbital f), maka m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 (ada 7 orbital)

4. Bilangan Kuantum Spin (s)

Wolfgang Ernst Pauli mengusulkan adanya bilangan kuantum spin. Bilangan kuantum spin menyatakan arah rotasi elektron pada sumbunya (searah atau berlawanan jarum jam). Dua elektron dalam satu orbital harus memiliki spin yang berlawanan sehingga menghasilkan medan magnet yang berlawanan. Medan magnet yang berlawanan berguna untuk mengimbangi gaya tolak menolak karena muatan jenis elektron (negatif).

         Nilai s = +1/2 (rotasi elektron searah jarum jam)

                   s = -1/2  (berlawanan jarum jam)

Lambang elektron dalam orbital

Satu orbital, hanya berisi maksiamal 2 elektron.

KONFIGURASI ELEKTRON

        Konfigurasi elektron adalah gambaran distribusi elektron dalam orbital-orbital atom.

1. Azas Aufbau (Membangun)

        Pengisian elektron pada orbital dimulai dari subkulit dengan tingkat energi paling rendah kemudian ketingkat energi yang lebih tinggi.

2. Larangan Pauli

        Jika dua elektron memiliki bilangan kuantum utama, azimut dan  magnetik yang sama, maka spinnya harus berbeda.

orbital s ➡️ nilai l = 0, m = 0 (1 orbital) maksimum 2 elektron 

orbital p ➡️ nilai l = 1, m = -1, 0, +1 (3 orbital) maksimum 6 elektron 

orbital d ➡️ nilai l = 2 m = -2, -1, 0, +1, +2 (5 orbital) maksimum 10 elektron 

orbital f ➡️ nilai l = 3 m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 (7 orbital) maksimum 14 elektron

11 Na : 1s2  2s2  2p6  3s1

20Ca : 1s2  2s2  2p6  3s2  3p6  4s2 

26Fe : 1s2  2s2  2p6  3s2  3p6  4s2  3d6

Penulisan konfigurasi elektron dapat disingkat dengan lambang gas mulia

16S : 1s2  2s2  2p6 3s2  3p4, dapat ditulis  [Ne] 3s2  3p4

20Ca : 1s2  2s2  2p6 3s2  3p6  4s2,  dapat ditulis  [Ar] 4s2 

25Mn : 1s2  2s2  2p6 3s2  3p6  4s2  3d5, dapat ditulis  [Ar] 4s2  3d5 

3. Kaidah Hund

        Mula-mula elektron akan menempati orbital secara sendiri-sendiri dengan spin yang searah (paralel), baru setelah semua orbital penuh, elektron akan berpasangan.

KONFIGURASI ELEKTRON SUATU ION 

Ion negatif (Anion) = Menangkap elektron.

Elektron yang ditangkap akan menempati orbital sesuai dengan urutan kenaikan tingkat energinya. 

Ion Positif (Kation) = Melepas elektron.

Elektron yang dilepas adalah elektron pada harga n terbesar (kulit terluar) 

ATURAN SETENGAH PENUH DAN ATURAN PENUH 

ATURAN ½ PENUH : Bila konfigurasi elektron berakhir pada d4, maka 1 buah elektron pada s disampingnya (tingkat energi tepat dibawahnya) akan tereksitasi ke orbital d sehingga membentuk konfigurasi ½ penuh d5. Konfigurasi 3d4 tidak stabil, sehingga 1 buah elektron pada orbital 4s dieksitasi ke 3d membentuk 4s1   3d5.

ATURAN  PENUH : Bila konfigurasi elektron berakhir pada d9, maka 1 buah elektron pada s disampingnya (tingkat energi tepat dibawahnya) akan tereksitasi ke orbital d sehingga membentuk konfigurasi d10. Konfigurasi 3d9 tidak stabil, sehingga 1 buah elektron pada orbital 4s dieksitasi ke 3d membentuk 4s1   3d10.

  

                  

Daftar  Pustaka

Sutardi, S. M. (2016). KIMIA ITU MUDAH. YOGYAKARTA: DEEPUBLISH.

Kimia -Teori Atom -Perkembangan

Assalamualaikum teman-teman.. Saya Annisa Nur Fathonah Mahasiswi Universitas Tanjungpura (UNTAN) Jurusan Pertanian, Prodi Teknologi Pangan.

Teori Atom -Perkembangan

       Pada beberapa abad sebelum masehi, filsuf-filsuf Yunani diantaranya Leucippus dan Democritus berpendapat bahwa semua materi terdiri dari partikel-pertikel kecil yang tak terbagi. Democritus menyatakan bahwa sebuah benda jika dibelah terus menerus akan mencapai suatu titik dimana didapat bagian yang sangat kecil yang tidak dapat dihancurkan atau dibagi lagi yang disebut atom (‘atomos’ dalam bahasa Yunani yang artinya ‘tak terbagi’).

Teori Atom Dalton (1808)

1. Setiap unsur tersusun dari partikel yang sangat teramat kecil, yang disebut atom.
2. Semua atom dari satu unsur yang sama adalah identik, namun atom unsur satu berbeda dengan atom unsur-unsur lainnya.
3. Atom dari satu unsur tidak dapat diubah menjadi atom dari unsur lain melalui reaksi kimia; atom tidak dapat diciptakan ataupun dimusnahkan dalam reaksi kimia.
4. Senyawa terbentuk dari kombinasi atom-atom dari unsur-unsur yang berbeda dengan rasio atom yang spesifik.

Teori atom Dalton ini memberikan gambaran model atom seperti bola pejal.

Teori Atom J.J. Thomson (1897)

        Thomson melakukan eksperimen dengan sinar katoda. Pada eksperimen dengan medan listrik, sinar katoda terbelokkan menuju ke arah kutub bermuatan positif. Hal ini menunjukkan bahwa sinar katoda merupakan radiasi partikel bermuatan negatif. Thomson lah penemu elektron. Menurut model Thomson, elektron bermuatan negatif tersebar dalam bola bermuatan positif seperti model roti kismis, di mana kismis-kismis adalah elektron-elektron, dan roti adalah bola bermuatan positif.

Teori Atom Rutherford (1911)

        Rutherford adalah penemu inti atom (nucleus) dengan melakuakan eksperimen menggunakan partikel alpha (partikel bermuatan positif) pada lempeng emas tipis. Ia menemukan bahwa partikel-partikel alpha tersebut menembus melewati lempeng emas, namun ada sebagian yang mengalami pembelokan bahkan terpantulkan. Hal ini menyimpulkan bahwa model atom Rutherford yaitu model inti, dimana dalam atom sebagian besar merupakan ruang hampa terdapat inti atom yang padat pejal dan bermuatan positif; dan elektron-elektron bermuatan negatif yang mengitari inti atom tersebut.

Teori Atom Niels Bohr (1913)

         Model atom yang diajukan secara khusus merupakan model atom hidrogen untuk menjelaskan fenomena spektrum garis atom hidrogen. Bohr melakukan percobaan menggunakan sinar infra merah . Elektron terletak di kulit atom yqng mengelilingi inti atom yang bermuatan positif pada energi tertentu. Semakin jauh lintasan orbit dari inti, semakin tinggi tingkat energi.

Mekanika Kuantum (Teori Atom Modern)

• Louis de Broglie (1924)
Menyatakan teori dualisme gelombang dan partikel.

• Werner Heisenberg (1927)
Mengungkapkan prinsip ketidakpastian, karena posisi elektron tidak dapat ditentukan secara pasti (bergerak bebas), namun hanya dapat ditentukan peluang posisinya.

• Schrodinger (1926)
Merumuskan persamaan matematis yang dapat memperhitungkan elektron secara tepat.

Lalu pada tahun 1932 Chadwick menemukan partikel netral yang akrab disebut dengan neutron.


Daftar Pustaka

https://www.quipper.com/id/blog/mapel/fisika/pengertian-teori-atom/
https://www.studiobelajar.com/teori-atom/
https://images.app.goo.gl/U4PdKDG6EWiQV8qA8
https://images.app.goo.gl/fXgv1eXGppkw29Jn9
https://images.app.goo.gl/5g4DmgDC7ZMCWfb69
https://images.app.goo.gl/SbJaYduaEocjqzoXA
https://images.app.goo.gl/LBxScWedmrE7LqfN8

Terimakasih sudah berkunjung, jangan lupa jempol dan komentarnya yaa...