REFERENSI STRUKTUR ATOM DAN KEPERIODIKAN UNSUR 10/11/2021. Oleh: Dr. Deana Wahyuningrum, S.Si., M.Si. Kimia FMIPA ITB 2021 STRUKTUR ATOM-DW

(1)

STRUKTUR ATOM DAN KEPERIODIKAN UNSUR

Oleh:

Dr. Deana Wahyuningrum, S.Si., M.Si.

Kimia – FMIPA – ITB 2021

STRUKTUR ATOM-DW 2021 1

REFERENSI

J. E. Brady, N. D. Jespersen and A. Hyslop, Chemistry, 7^thEd., John Willey & Sons, 2014

Chang, R., “Chemistry”, 5th Edition, WCB/McGraw-Hill, New York, ISBN 0-07-115221-0, 1998

Chang, R., “Essential Chemistry”, 2nd Edition, McGraw Hill, New York, 2000

Silberberg, M., and Ameteis, 6^thedition, Chemistry: The Molecular Nature of Matter and Change, McGraw Hill, New York, 2013

Dutton, P., General Chemistry, University of Windsor, Canada, Prentice-Hall © 2007 Petrucci, Harwood, Herring, Madura General Chemistry: Principles and Modern Applications, 9^thEd., Prentice-Hall, Canada, 2007

1

(2)

STRUKTUR ATOM

Elektron Inti Atom Gelombang

Radiasi Elektromagnet

Model Bohr untuk atom Hidrogen Teori Gelombang Elektron Prinsip Ketidakpastian Heisenberg Model Quantum Atom

Konfigurasi Elektron Sistem Periodik

PENEMUAN ELEKTRON

1807 Davy menduga bahwa gaya listriklah yang membuat senyawa-senyawa saling berikatan

1833 Faraday menghubungkan massa atom dengan energi listrik yang dibutuhkan untuk menghasilkan suatu unsur selama percobaan elektrolisis

1891 Stoney mengajukan teori bahwa listrik dalam atom terdapat dalam bentuk yang disebut elektron

1897 Thomson pertama kali mengukur sifat elektron secara kuantitatif 3

(3)

TABUNG SINAR KATODA

Penemuan elektron oleh Thomson berdasarkan hasil percobaan menggunakan tabung sinar katoda.

Elektron dihasilkan ketikan suatu gas terionisasi.

Gas yang terionisasi

Katoda Anoda Tonjolan kecil

PERCOBAAN THOMSON

Thomson mengamati bahwa posisi tonjolan kecil menjadi berubah ketika medan listrik maupun medan magnet diterapkan pada tabung sinar katoda.

Thomson tak bisa menentukan massa maupun muatan elektron, hanya bisa menentukan rasio massa terhadap muatan = 6 x 10^-12kg/C.

5

(4)

MUATAN ELEKTRON

Percobaan Millikan menggunakan tetesan minyak yang diberikan arus listrik menunjukkan bahwa tetesan minyak memiliki muatan yang merupakan kelipatan dari 1,5924 x 10^-19C ⇒muatan elektron.

Muatan elektron yang digunakan sekarang = -1,6021773 x 10^-19C.

MASSA ELEKTRON

Massa elektron dihitung dari hasil percobaan Thomson dan Millikan, yaitu dari rasio massa elektron terhadap muatan elektron (Thomson) dan muatan elektron (Millikan):

M_e= (rasio massa terhadap muatan) x (muatan)

= (6 x 10^-12kgC^-1) (1,5924 x 10^-19C)

= 1 x 10^-30kg

Massa elektron yang digunakan sekarang adalah: 9,109390 x 10^-31kg = 5,485799 x 10^-4sma

7

(5)

PENEMUAN INTI ATOM

Pada tahun 1909 Rutherford membombardir lempengan logam tipis dengan partikel alfa (ion helium).

Hasil percobaan menunjukkan bahwa sekitar 1 partikel alfa dari 8000 partikel dibelokkan oleh lempeng logam.

Pembelokan ini menunjukkan keberadaan inti atom yang kecil, kompak dan bermuatan positif.

PENENTUAN MUATAN INTI

Rutherford memperkirakan muatan inti atom adalah sekitar setengahnya dari massa atom.

Moseley yang bekerjasama dengan Rutherford menemukan hubungan langsung antara nomor atom dengan akar kuadrat dari frekuensi sinar X. Kesimpulan: muatan inti atom sama dengan elektron, hanya berbeda tanda muatan saja.

Nomor Atom

(Frekuensi Sinar-X)^1/2 9

(6)

PENEMUAN NEUTRON DAN PROTON

Pengukuran rasio massa terhadap muatan pada inti atom dilakukan serupa dengan pengukuran terhadap elektron⇒ditemukan bahwa rasio ini bergantung pada gas yang digunakan dalam percobaan ⇒ Hidrogen menghasilkan partikel yang

massanya paling rendah yang diasumsikan terdapat dalam setiap atom yang disebut proton.

1932 Chadwick mengamati bahwa ketika berilium-9 ditembaki partikel alfa, ternyata partikel yang massanya sama dengan proton tapi tanpa muatan dilepaskan, inilah yang disebut neutron.

GELOMBANG

Beberapa definisi:

Panjang gelombang, : jarak yang ditempuh gelombang untuk menyempurnakan satu siklus gelombang.

Amplitudo: setengah jarak vertikal dari batas atas dan bawah suatu gelombang.

Frekuensi,: jumlah siklus yang dilalui oleh gelombang setiap titik per detik.

Amplitudo Panjang Gelombang,



Simpul 11

(7)

RADIASI ELEKTROMAGNET

Adalah suatu bentuk energi yang terdiri dari medan listrik yang saling tegak lurus dengan medan magnet pada waktu yang sama dan satu fasa dengan waktu.

Hubungan antara panjang gelombang dan frekuensi dalam radiasi elektromagnet adalah:

λ𝝂 c

c kecepatan cahaya dalam ruang hampa 2,998x10^𝟖m/s

Ultraviolet Inframerah Gel. Mikro

400 nm 750 nm

Sinar Tampak ST

panjang gelombang frekuensi

energi

E = h x  E = h x c/

Gel. Radio Sinar-X

Sinar-

RADIASI ELEKTROMAGNET (EM)

Transmisi: EM akan melewati materi tanpa interaksi

Absorpsi: EM akan diserap oleh suatu atom, ion atau molekul, sehingga akan berada pada keadaan energi yang lebih tinggi

Emisi: pelepasan energi oleh suatu atom, ion atau molekul sebagai cahaya, sehingga kembali ke tingkat energi yang lebih rendah.

13

(8)

SIFAT PARTIKEL

Gelombang EM memiliki sifat gelombang sekaligus sifat materi sebagai partikel.

Efek fotolistrik: pertama kali diamati oleh Hertz dan kemudian dijelaskan oleh Einstein ⇒ketika cahaya mengenai katoda yang memiliki permukaan fotoemisif, elektron dilepaskan.

Elektron terkumpul di anoda dan kemudian diukur.

Studi mengenai efek fotolistrik memperkuat sifat partikel gelombang yang disebut partikel foton.

Energi foton berbanding lurus dengan frekuensi dan berbanding terbalik dengan panjang gelombang EM.

Energi foton = E = hν = hcλ-1

h =Tetapan Planck = 6,626x10-34Js

15

STRUKTUR ATOM-DW 2021

Katoda

Anoda

CONTOH SOAL ENERGI FOTON

Tentukan energi dalam kJ/mol foton cahaya biru-hijau dengan panjang gelombang 486 nm

Jawab: Energi foton = hc/

  

 

  

 

34 8 1

7 19

19 23

3

6,626 10 2,998 10 4,86 10

4,09 10 J/foton

4,09 10 J/foton 6,022 10 foton/mol 246000 J/mol

246000 J/mol 1 10 246 kJ/mol

x Js x ms

x m

x

x x

kJ J

 





 15

(9)

MODEL ATOM BOHR

Bohr mempelajari spektrum yang dihasilkan ketika atom-atom tereksitasi dalam suatu tabung gas awamuatan.

Beliau mengamati ternyata tiap unsur menghasilkan serangkaian garis-garis spektrum tersendiri.

Bohr menyimpulkan bahwa energi elektron terkuantisasi, hanya merupakan tingkat- tingkat energi tertentu.

MODEL ATOM BOHR

Dalam model atom Bohr, elektron hanya dapat berada pada tingkat energi tertentu (orbit). Tiap tingkat energi disebut sebagai bilangan kuantum utama, n.

Balmer kemudian menentukan suatu hubungan empiris yang

menggambarkan garis spektrum pada atom hidrogen.

Spektrum-spektrum untuk atom lainnya dapat digambarkan dengan hubungan yang serupa.

1

𝜆 1,097𝑥10 𝑚 1 2

1 𝑛

𝑛 2,3,5, . . . https://s3-us-west-2.amazonaws.com/courses-images-archive-read-only/wp- content/uploads/sites/53/2014/08/19211007/20140811155127066090.png

17

(10)

MODEL ATOM BOHR

1

𝜆 𝑅_𝐻 1 𝑛₁

1 𝑛₂

𝑅_𝐻 𝑡𝑒𝑡𝑎𝑝𝑎𝑛 𝑅𝑦𝑑𝑏𝑒𝑟𝑔 1,097𝑥10 𝑚 https://www.priyamstudycentre.com/wp-content/uploads/2019/02/hydrogen-spectrum-2.png

Deret Daerah Spektrum Persamaan untuk Bilangan Gelombang

Lyman UV

Balmer Sinar Tampak/UV Paschen Inframerah Bracket Inframerah Pfund Inframerah

MODEL ATOM BOHR

Model atom Bohr digambarkan sebagai sistem planet tata surya. Setiap bilangan kuantum utama menunjukkan orbit atau lapisan, dengan inti atom berada pada pusatnya.

Model atom Bohr dapat menjelaskan adanya garis- garis spektrum dan digunakan untuk menentukan jari-jari atom hidrogen.

Model atom Bohr tak dapat digunakan untuk atom- atom selain hidrogen dan tak dapat menjelaskan mengapa energi terkuantisasi

19

(11)

TEORI GELOMBANG ELEKTRON

1924 De Broglie menyarankan bahwa elektron memiliki sifat gelombang yang menyebabkan energinya terkuantisasi.

De Broglie menyimpulkan bahwa semua partikel memiliki panjang gelombang sesuai persamaan:

Dengan persamaan De Broglie, panjang gelombang suatu elektron dapat dihitung (kecepatan elektron = 2,2 x 10⁶ms^-1):

λ=mvh

h = Tetapan Planck = 6,626x10-34Js m= massa, kg

ν = frekuensi, m/s

λ = panjang gelombang, m

  

34 2 1

31 6 1

6,6 10

9,1 10 2, 2 10 = 3,3 10

x kgm s

x kg x ms

x m

 _ ^ ^ _





PRINSIP KETIDAKPASTIAN HEISENBERG

Untuk dapat mengamati elektron, maka elektron harus ditembaki dengan foton dengan panjang gelombang pendek, sehingga menghasilkan frekuensi tinggi dan energi yang tinggi.

Apabila foton mengenai elektron, maka akan menyebabkan gerakan dan kecepatan elektron berubah.

Menurut Heisenberg, adalah tidak mungkin untuk dapat mengetahui posisi dan kecepatan suatu objek secara bersamaan dengan tepat⇒dikembangkan hubungan:

Semakin kecil massa objek, ketidakpastian posisi dan kecepatannya semakin besar.

21

(12)

MODEL KUANTUM ATOM

SchrÖdinger mengembangkan suatu persamaan untuk menggambarkan perilaku dan energi elektron dalam atom.

Persamaan SchrÖdinger digunakan untuk menggambarkan gelombang EM dan tiap elektron dapat digambarkan dalam kerangka bilangan kuantumnya.

Bilangan Kuantum Utama, n:menggambarkan tingkat energi yang dimiliki elektron (orbital). Nilai n

= 1, 2, 3, dst.

Bilangan Kuantum Azimuth, l:menggambarkan bentuk orbital yang ditempati elektron. Nilai l = n- 1. Misalnya, jika n = 1, maka l = 0. Nilai l = 0, memiliki bentuk orbital s.

Bilangan Kuantum Magnet, m_l:menggambarkan orientasi atau arah proyeksi orbital dalam ruang 3 dimensi. Nilai m_l= - l sampai +l (semua bilangan kecuali 0). Contoh: jika l = 2, maka m_l= -2, - 1,0, 1,2.

Bilangan Kuantum Spin, s:menggambarkan arah pergerakan elektron relatif terhadap medan magnet, searah atau berlawanan arah dengan jarum jam. Nilai s = +1/2 dan -1/2.

Pauli membuat aturan bahwa elektron dalam suatu atom tidak boleh memiliki bilangan kuantum yang sama (Prinsip Larangan Pauli).

BILANGAN KUANTUM

Dalam menyusun konfigurasi suatu elektron, maka susunan keempat bilangan kuantum harus digunakan, mulai dari tingkat energi yang rendah ke yang lebih tinggi (Aturan Aufbau), dan pengisian elektron harus satu demi satu sebelum berpasangan untuk kestabilan (Aturan Hund).

Lambang Subkulit

Jumlah Orbital

23

(13)

FUNGSI GELOMBANG ORBITAL,  _n,l,m

Setiap orbital memiliki fungsi gelombang tertentu yang merupakan kombinasi linier dari ketiga bilangan kuantum: n, l, dan m.

Penulisan ketiga bilangan kuantum (n, l, dan m) pada simbol fungsi gelombang 

_n,l,m,

tidak boleh dipertukarkan letaknya.

Contoh: orbital 1s = 

₁₀₀

; 2s = 

₂₀₀

; 2p = 

₂₁₀^.

Fungsi gelombang ini akan menentukan bentuk orbital yang diwakilinya.

BENTUK ORBITAL

25

(14)

BENTUK ORBITAL d

BENTUK ORBITAL f

27

(15)

BENTUK ORBITAL p

KONFIGURASI ELEKTRON

Untuk atom hidrogen, bilangan kuantum utama menentukan energi orbitalnya.

Semua subtingkat memiliki energi sama

Jika energi sebesar lebih dari 1312 kJ/mol ditambahkan, elektron akan benar-benar terlepas.

29

(16)

KONFIGURASI ELEKTRON

Konfigurasi elektron untuk unsur yang memiliki lebih dari satu elektron lebih kompleks.

Muatan Inti Efektif.

Elektron di kulit bagian dalam bertindak sebagai pelindung elektron-elektron yang terletak pada kulit lebih luar dari interaksi muatan positif inti atom.



Beberapa orbital mengalami penetrasi pada inti atom melebihi yang lain: s > p > d > f. Akibatnya terdapat tingkat energi berbeda untuk subtingkat energi berbeda dari masing-masing bilangan kuantum utama tertentu.

31

(17)

Faktor yang Mempengaruhi Energi Orbital Atom

Penambahan elektron pada orbital yang sama  orbital menjadi kurang stabil Penambahan elektron pada orbital yang sama meningkatkan energy orbital melalui tolakan elektron-elektron.

Penambahan elektron pada orbital bagian dalam  orbital luar menjadi kurang stabil

Elektron di orbital bagian dalam menghalangi elektron- elektron di orbital luar secara lebih efektif daripada elektron- elektron di sub-tingkat orbital yang sama

Muatan inti yang lebih tinggi akan menurunkan energy orbital (menstabilkan system) melalui peningkatan gaya Tarik antara inti – elektron.

Efek Muatan Inti Efektif (Z_efektif)

Efek Tolakan Elektron (Pemerisaian/Shielding)

Efek penambahan elektron lain pada orbital yang sama

STRUKTUR ATOM-DW 2021 34 Silberberg, M., and Ameteis, 6^thedition, Chemistry: The Molecular Nature of Matter

and Change, McGraw Hill, New York, 2013

33

(18)

Efek penambahan elektron lain pada orbital bagian dalam

Efek Bentuk Orbital

35

(19)

PRINSIP AUFBAU

Untuk setiap atom, perlu diketahui bahwa jumlah elektron suatu atom netral sama dengan nomor atomnya.

Pengisian orbital oleh elektron dimulai dari tingkat energi lebih rendah ke yang lebih tinggi.

Jika terdapat dua atau lebih orbital berada pada tingkat energi yang sama akan mengalami penurunan tingkat energi.

Jangan memasangkan elektron dulu sebelum pada subtingkat energi tertentu terisi penuh.

PRINSIP AUFBAU

Aufbau = membangun. Artinya membangun energi elektron mulai dari tingkat energi rendah menuju tingkat energi lebih tinggi.

Aturan pengisian Aufbau: (n + l)

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

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

(n+l) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5

dst

1 2 2 3 3 4 3 4 5 4 ...

1 2 3 3 4 4 5 5 5 6

s  s  p  s  p  s  d  p  s  d  dst

         

37

(20)

Cara Pengisian Elektron

PRINSIP AUFBAU

Cara pengisian elektron pada elektron

berdasarkan tingkat

energinya

PRINSIP AUFBAU

39

(21)

PRINSIP AUFBAU

Ilustrasi penulisan elektron pada orbital

Konfigurasi elektron

n l # Jumlah elektron pada subtingkat energi

s,p,d,f

Diagram orbital

Urutan pengisian elektron pada sub- tingkat enegi

41

(22)

ATURAN HUND

Ketika mengisi elektron pada orbital-orbital yang tingkat energinya sama, isilah elektron satu per satu terlebih dahulu.

Hal ini berhubungan erat dengan kestabilan suatu atom dimana atom yang memiliki elektron dalam keadaan penuh atau setengeh penuh dalam orbitalnya memiliki kestabilan yang lebih baik.

Adanya elektron-elektron yang tak berpasangan dapat diuji keberadaannya karena dapat bereaksi sebagai elektromagnet:

Paramagnetik – elektron-elektron akan tertarik pada medan magnet yang menunjukkan keberadaan elektron tak berpasangan.

Diamagnetik – elektron-elektron tertolak keluar oleh medan magnet yang menunjukkan semua elektron telah berpasangan.

Contoh:₂₄Cr: [Ar]4s²3d⁴(salah)

Seharusnya: [Ar]4s¹3d⁵, karena bersesuaian dengan eksperimen uji kemagnetan yang menunjukkan bahwa krom bersifat paramagnet (memiliki banyak elektron tak berpasangan).

LARANGAN PAULI

Elektron dalam suatu atom tidak boleh memiliki bilangan kuantum yang sama.

Kombinasi bilangan kuantum terlarang

Kombinasi bilangan kuantum yang diperbolehkan

43

(23)

Penuh, spin berpasangan Setengah terisi

kosong

Diagram orbital vertikal Li pada keadaan dasar

Tabel 1 Ringkasan Bilangan Kuantum dalam Atom Nama Simbol Nilai yang

diperbolehhkan Arti Fisis

Utama n Bilangan bulat positif (1,2,3,) Energi Orbital (Ukuran) Momentum

Sudut/Azimut

l Bilangan bulat dari 0 sampai n-1

Bentuk orbial (Nilai l 0, 1, 2, 3 dst berhubungan dengan orbital s, p, d, f dst.)

Magnet m_l Bilangan bulat dari -l ke 0 ke +l

Orientasi orbital

Spin m_s +1/2 atau -1/2 Arah spin e^-

45

(24)

Contoh Soal Menentukan Bilangan Kuantum

Rencana:

Solusi:

Gunakan konfigurasi elektron untuk menentukan mana elektron ketiga dan kedelapan

Soal: Tuliskan bilangan kuantum untuk elektron ketiga dan kedelapan dalam atom F

9F

1s 2s 2p

Elektron ketiga terdapat pada orbital 2s, bilangan kuantumnya:

n = l = m_l= m_s= +1/2

Elektron kedelapan terdapat pada orbital 2p, bilangan kuantumnya:

n = l = m_l= m_s=

2 0 0

2 1 -1 -1/2

SISTEM PERIODIK UNSUR

47

(25)

Klasifikasi berdasarkan Subtingkat Energi

SISTEM PERIODIK UNSUR

Penempatan unsur-unsur dalam satu periode ditentukan oleh bilangan kuantum utama (n) yang terbesar berdasarkan konfigurasi elektronnya.

Penempatan unsur-unsur dalam satu golongan ditentukan oleh banyaknya elektron pada orbital terluar.

Cara pengisisan konfigurasi elektron energi dasar suatu unsur :

Mulai dengan hidrogen, susunlah unsur-unsur dengan urutan kenaikan nomor atom.

Sepanjang satu perioda:

 Tambahkan elektron ke dalam orbital ns ketika berpindah dari golongan IA (1) ke IIA (2).

 Tambahkan elektron ke dalam orbital np ketika berpindah dari golongan III A (3) sampai 0 (18).

 Tambahkan elektron ke dalam orbital (n-1) d ketika berpindah dari golongan IIIB (3) ke II B (12) dan tambahkan elektron ke dalam orbital (n- 2) f ketika menyusuri blok-f

49

(26)

Ramalan Mendeleyev untuk Keperiodikan Unsur Berdasarkan Sifatnya

Sifat

Ramalan untuk Eka Silikon (E)

Sifat Sebenarnya Germanium (Ge) atomic mass

appearance density molar volume specific heat capacity oxide formula oxide density sulfide formula and solubility chloride formula (boiling point) chloride density element preparation

72amu gray metal 5.5g/cm³ 13cm³/mol 0.31J/g*K EO₂ 4.7g/cm³

ES₂; insoluble in H₂O;

soluble in aqueous (NH₄)₂S ECl₄; (<100⁰C)

1.9g/cm³

reduction of K₂EF₆with sodium

72.61amu gray metal 5.32g/cm³ 13.65cm³/mol 0.32J/g*K GeO₂ 4.23g/cm³

GeS₂; insoluble in H₂O;

soluble in aqueous (NH₄)₂S

GeCl₄; (84⁰C)

1.844g/cm³

reduction of K₂GeF₆with sodium

Penulisan Konfigurasi Elektron

Contoh

Format Inti 51

(27)

PENULISAN KONFIGURASI ELEKTRON

Konfigurasi elektron dapat dituliskan untuk ion-ion:

Mulailah dengan menuliskan konfigurasi elektron untuk atom pada keadaan dasar.

Untuk kation, hilangkan sejumlah elektron dari kulit terluar sebanyak muatan kationnya. Contoh Ba²⁺, konfigurasi elektron Ba: [Xe] 6s² menjadi Ba²⁺: [Xe] atau [Kr]3d¹⁰ 4s² 4p⁶

Untuk anion, tambahkan sejumlah elektron ke kulit terluar sebanyak muatan anion. Contoh: Cl^, konfigurasi elektron Cl: [Ne] 3s²3p⁵menjadi Cl^: [Ne] 3s² 3p⁶ atau [Ar]

TABEL PERIODIK UNSUR TERBARU (IUPAC, 2018)

https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/4/4d/Periodic_table_large.svg

53

(28)

8.2

ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ns2np6

d1 d5 d10

4f 5f

Konfigurasi Elektron Unsur pada Keadaan Dasar

Konfigurasi elektron Unsur-Unsur pada periode 1 dan 2

55

(29)

Konfigurasi elektron pada keadaan dasar unsur- unsur pada periode ke-1 sampai periode ke-3

Tabel Periodik dengan Konfigurasi Elektron Parsial pada Keadaan Dasar

STRUKTUR ATOM-DW 2021 58 Silberberg, M., and Ameteis, 6^th edition, Chemistry: The Molecular

Nature of Matter and Change, McGraw Hill, New York, 2013

57

(30)

Hubungan antara pengisian elektron pada orbital dengan tabel periodik

STRUKTUR ATOM-DW 2021 59 Chang, R., “Chemistry”, 5th Edition, WCB/McGraw-Hill, New York, ISBN 0-07-115221-0,

1998

KEPERIODIKAN

Keperiodikan dalam sifat-sifat fisika dan kimia dapat dijelaskan dengan konfigurasi elektron.

Beberapa contoh penting yang menunjukkan

keperiodikan sifar-sifat fisika dan kimia unsur adalah mencakup:



Jari-jari atom



Jari-jari ion (kation dan anion)



Energi ionisasi pertama



Afinitas elektron

59

(31)

Definisi jari-jari logam dan jari-jari kovalen

Dengan mengetahui jari-jari Cl dan panjang ikatan C-Cl, maka jari-jari C dapat diketahui

STRUKTUR ATOM-DW 2021 61 Silberberg, M., and Ameteis, 6^thedition, Chemistry: The

Molecular Nature of Matter and Change, McGraw Hill, New York, 2013

Jari-jari atom unsur golongan utama dan

golongan transisi

Keperiodikan Jari-jari Atom

STRUKTUR ATOM-DW 2021 62 Silberberg, M., and Ameteis, 6^thedition, Chemistry: The

Molecular Nature of Matter and Change, McGraw Hill, New York, 2013

61

(32)

Keperiodikan jari-jari atom

Keperiodikan Jari-jari Atom

STRUKTUR ATOM-DW 2021 63 Silberberg, M., and Ameteis, 6^thedition, Chemistry: The Molecular

Nature of Matter and Change, McGraw Hill, New York, 2013

Jari-jari Atom

Jari-jari (pm)

Nomor Atom (Gas Mulia tak termasuk)

63

(33)

Contoh Soal Mengurutkan Unsur Berdasarkan Ukuran

Rencana:

Solusi:

Soal: Urutkan serangkaian unsur berikut berdasarkan semakin kecilnya ukuran:

(a) Ca, Mg, Sr (b) K, Ga, Ca (c) Br, Rb, Kr (d) Sr, Ca, Rb Unsur dalam satu golongan dari atas ke bawah tabel periodik ukurannya semakin besar, sedangkan unsur dalam satu perioda dari kiri ke kanan tabel periodik ukurannya semain kecil

(a) Sr > Ca > Mg Unsur pada Golongan 2 (2A) (b) K > Ca > Ga Unsur pada periode 4

(c) Rb > Br > Kr Rb lebih di bawah dan jauh di sebelah kiri, Br di sebelah kiri Kr.

(d) Rb > Sr > Ca Ca lebih di atas daripada Rb dan Sr. Rb di sebelah kiri Sr.

JARI-JARI ATOM UNSUR GOLONGAN UTAMA

Jari-jari atom semakin besar dari atas ke bawah dalam satu golongan unsur karena terdapat kulit baru yang bertambah.

Jari-jari atom semakin kecil dari kiri ke kanan dalam satu perioda karena inti atom mengandung proton yang lebih banyak sehingga muatan positif yang besar semakin menarik elektron lebih kuat dan ukuran atom mengecil.

65

(34)

Jari-jari Atom untuk Unsur Golongan Utama

Jari-jari Ion (pm)

67

(35)

JARI-JARI ION

Kation:

 Jari-jari kation lebih kecil daripada atom netralnya.

 Untuk unsur golongan utama, elektron pada kulit terluar terlepas. Ion bermuatan positif dapat juga mengikat elektron yang tersisa lebih kuat ke inti atom sehingga ukuran kation lebih kecil.

Anion:

 Jari-jari anion lebih besar daripada atom netralnya.

 Penambahan elektron akan meningkatkan gaya tolak antara elektron sehingga ion membutuhkan waktu yang lebih lama untuk mengikat

elektron pada kulit yang sama menimbulkan ‘pengembangan’ kulit terluar.

Akibatnya inti atom lebih sulit menarik elektron-elektron dan jari-jari anion menjadi lebih besar.

Jari-jari Ion vs Jari-jari Atom

69

(36)

KONFIGURASI ISOELEKTRON

Isoelektron:spesi yang memiliki konfigurasi elektron yang sama.

Contoh: Setiap spesi berikut memiliki konfigurasi elektron yang sama, yaitu 1s² 2s²2p⁶:

O^2 F^ Ne

Na⁺ Mg²⁺ Al³⁺

Walaupun konfigurasi elektronnya sama, ukuran jari-jari spesi isoelektron tidak persis sama, ada perbedaan bergantung pada ukuran atom semula dan besarnya muatan ion yang dimilikinya.

Contoh: Li⁺> Be²⁺> B³⁺danNa⁺> Mg²⁺> Al³⁺, karena walaupun jumlah elektronnya sama namunB³⁺danAl³⁺memiliki proton lebih banyak sehingga awan elektron akan lebih tertarik ke arah inti yang menyebabkan jarijarinya mengecil.

P^> S^> Cl^danN^3> O^2> F^, karena walaupun jumlah elektronnya sama, tapi jumlah proton dalamP^danN^3lebih sedikit, sehingga awan elektron lebih menyebar menyebabkan jari-jarinya membesar.

ENERGI IONISASI

Energi Ionisasi Pertama: energi yang dibutuhkan untuk melepaskan satu elektron dari suatu atom netral dalam fasa gas.

A(g) + Energi Ionisasi Pertama  A⁺(g) + e^

Hal ini menunjukkan kemudahan untuk membentuk suatu kation.

Semakin kecil energi ionisasi, semakin mudah membentuk kation.

Logam cenderung memiliki energi ionisasi pertama lebih rendah daripada nonlogam sehingga cenderung untuk membentuk kation.

71

(37)

Energi Ionisasi Pertama

Energi Ionisasi Pertama (kJ/mol)

Nomor Atom

Energi Ionisasi Pertama

Energi yang dibutuhkan untuk melepaskan satu e^dari suatu atom netral dalam fasa gas

73

(38)

Energi Ionisasi Pertama Unsur

Golongan Utama

ENERGI IONISASI

Berdasarkan data-data energi ionisasi pertama, kedua, ketiga, keempat, dst, kita dapat menentukan bilang oksidasi suatu unsur dengan melihat besarnya lompatan besarnya energi ionisasi yang satu ke tingkat energi ionisasi berikutnya yang relatif sangat besar

perbedaannya.

Contoh: Energi ionisasi (dalam kJ/mol) untuk Na dan Al.

EI I EI II EI III EI IV EI V EI VI Na 495,9 4560 6900 9540 13400 16600 Al 577,9 1820 2750 11600 14800 18400

Berdasarkan data energi ionisasi pertama s/d keenam, dapat dilihat bahwa untuk unsur Na terjadi lompatan besarnya EI dari yang pertama ke yang kedua (495,5 kJ/mol  4560 kJ/mol sehingga biloks Na adalah +1.

Untuk unsur Al, terjadi lompatan besarnya EI dari yang ketiga ke yang keempat (2750 kJ/mol  11600 kJ/mol sehingga biloks Al adalah +3.

75

(39)

ENERGI IONISASI BERKELANJUTAN

 bertambah dengan lepasnya lebih banyak e^ Semakin  energi Ionisasi menunjukkan bahwa semakin sulit melepaskan elektron ketika orbital sudah terisi penuh atau setengah penuh

77 J. E. Brady, N. D. Jespersen and A. Hyslop, Chemistry, 7^th

Ed., John Willey & Sons, 2014

ENERGI IONISASI

Secara umum, dalam SPU, semakin ke kanan posisi unsur, energi ionisasi pertama semakin besar karena semakin banyaknya elektron dan semakin kecilnya ukuran atom, sehingga elektron semakin sulit untuk dilepaskan.

Anomali besarnya energi ionisasi pertama disebabkan oleh prinsip Hund (pengisian elektron penuh dan setengan penuh dalam orbital suatu unsur) yang menyebabkan unsur tersebut lebih stabil sehingga energi ionisasi lebih besar.

Contoh: Energi ionisasi pertama Be > B (elektron terisi penuh dalam orbital Be) dan N > O (elektron terisi setengah penuh dalam orbital N).

77

(40)

Contoh Soal Mengurutkan Unsur Berdasarkan Energi Ionisai

Rencana:

Solusi:

Soal: Urutkan serangkaian unsur berikut berdasarkan semakin kecilnya energi ionisasi

(a) Kr, He, Ar (b) Sb, Te, Sn (c) K, Ca, Rb (d) I, Xe, Cs Energi ionisasi berkurang dari atas ke bawah dalam satu olongan, tapi meningkat dari kiri ke kanan dalam satu perioda

(a) He > Ar > Kr (b) Te > Sb > Sn (c) Ca > K > Rb (d) Xe > I > Cs

Unsur pada golongan 18(8A) Unsur pada periode 5

Ca sebelah kanan K; Rb di bawah K.

I di sebelah kiri Xe; Cs jauh di sebelah kiri dan di bawah

Contoh Soal Identifikasi Unsur Berdasarkan Energi Ionisasi Berkelanjutan

Rencana:

Solusi:

Soal: Tuliskan nama unsur pada periode 3 berdasarkan data energi ionisasi berikut (kJ/mol) dan tuliskan konfigurasi elektronnya

EI₁ EI₂ EI₃ EI₄ EI₅ EI₆

1012 1903 2910 4956 6278 22,230

Perhatikan besarnya perbedaan energi ionisasi yang menunjukkan bahwa kelima elektron sudah dilepaskan

Energi ionisasi terbesar muncul setelah EI₅, yaitu setelah lima elektron balensi dilepaskan. Lima elektron berarti konfigurasi elektronnya adalah 3s²3p³sehingga unsur tersebut pastilah fosfor, P (Z = 15).

Konfigurasi elektronnya adalah:1s²2s²2p⁶3s²3p³. 79

(41)

Rangkuman Sifat Keperiodikan Unsur

Keperiodikan Sifat Logam

81

(42)

Ion Unsur Golongan Utama dan Konfigurasi gas Mulia Sifat ion

monoatom

STRUKTUR ATOM-DW 2021 83 Silberberg, M., and Ameteis, 6^thedition,

Chemistry: The Molecular Nature of Matter and Change, McGraw Hill, New York, 2013

Sifat Magnet

Spesi yang memiliki elektron tak berpasangan memiliki sifat paramagnetik, yang bisa ditarik oleh medan magnet Spesi yang semua elektron berpasangan bersifat

diamagnetik

Petrucci, Harwood, Herring, Madura General Chemistry: Principles and Modern Applications, 9^thEd., Prentice-

Hall, Canada, 2007

83

(43)

AFINITAS ELEKTRON

Afinitas elektron: suatu ukuran kecenderungan suatu atom untuk menarik elektron dalam fasa gas.

A(g) + e^  A^(g) + energi panas

Afinitas elektron merupakan fungsi periodik tak beraturan dari nomor atom. Secara umum, afinitas elektron semakin meningkat dari kiri ke kanan dalam satu periode.

Gas mulia tidak termasuk karena tidak memiliki kecenderungan atau kecil kecenderungannya untuk menarik elektron.

Afinitas Elektron

Nomor Atom

Afinitas Elektron (kJ/mol)

85

(44)

Afinitas Elektron

Energi yang dilepaskan ketika suatu atom menangkap e^

Afinitas Elektron Unsur Golongan Utama

Afinitas elektron:

EA negatif karena energi dilepaskan ketika atom menarik elektron

Silberberg, M., and Ameteis, 6^thedition, Chemistry: The Molecular Nature of Matter and Change, McGraw Hill, New

York, 2013

87

(45)

CARA-CARA PENOMORAN GOLONGAN

Terdapat beberapa metode yang digunakan untuk menomori golongan pada tabel periodik:

Metode yang digunakan para kimiawan Amerika (American Chemical Society, ACS)

Sistem IUPAC lama

Sistem IUPAC yang berlaku saat ini.

Para kimiawan di Amerika (American Chemical Society, ACS) juga mengadopsi sistem yang digunakan IUPAC

Sistem Penomoran untuk Tabel Periodik

IUPAC lama

IUPAC dan ACS sekarang Sistem AS

89

(46)

SIFAT KIMIA DAN TABEL PERIODIK

Konfigurasi elektron membantu kita memahami perubahan jari-jari atom, energi ionisasi dan afinitas elektron.

Beberapa kecenderungan dalam kereaktifan yang dapat teramati:

Logam-logam golongan utama menjadi lebih reaktif dari atas ke bawah dalam satu golongan.

Kereaktifan unsur-unsur nonlogam berkurang dari atas ke bawah dalam satu golongan.

Logam-logam transisi menjadi kurang reaktif dari atas ke bawah dalam satu golongan.

SIFAT ASAM-BASA

Kekuatan Asam biner (asam yang hanya terdiri dari dua unsur penyusun) dalam satu golongan adalah semakin meningkat:

H₂O < H₂S < H₂Se< H₂Te

HF < HCl < HBr < HI

Dalam kasus asam biner untuk golongan VII (17), kita tidak dapat

mengamati dengan jelas perbedaan kekuatan asam antara HCl, HBr, dan HI dalam air karena:

Ketiganya adalah asam yang lebih kuat daripada H₃O⁺.

Setiap asam yang lebih kuat daripada H₃O⁺akan secara langsung dan sempurna bereaksi membentuk H₃O⁺dalam air.

Untuk membedakan kekuatan asam ketiga asam ini diperlukan pelarut lain selain air, misalnya dalam aseton

91

(47)

SIFAT ASAM-BASA

Asam biner dalam aseton

Kita dapat

menggunakan pelarut selain air untuk melihat perbedaan keasamaan Pelarut seperti ini disebutpelarut pembeda Kita dapat

menggunakan pelarut selain air untuk melihat perbedaan keasamaan Pelarut seperti ini disebutpelarut pembeda

% Titrasi

SIFAT ASAM-BASA

Kekuatan asam biner dalam satu perioda dapat dilihat pada tabel berikut. Dalam satu perioda, semakin ke kanan pada perioda dalam sistem periodik unsur, kekuatan asam bertambah

Rumus Molekul K_a pK_a

CH₄ ~10^-49 ~49

NH₃ ~10^-35 ~35

H₂O 2 x 10^-16 15,7 HF 6,3 x 10^-4 3,20 93

(48)

SIFAT ASAM-BASA

Kekuatan Asam Biner dalam TPU

SIFAT ASAM BASA

Logam hidroksida bersifat basa. Kebasaan logam hidroksida dalam air bergantung pada kelarutannya dan nilai K_b

Basa Kelarutan Kebasaan

LiOH Tinggi Tinggi

NaOH Tinggi Tinggi

KOH Tinggi Tinggi

Mg(OH)₂ Rendah Rendah

Ca(OH)₂ Rendah Rendah

95

(49)

SIFAT ASAM-BASA

Senyawa nonlogam hidroksida berbentuk molekul.

Keelektronegatifan nonlogam dan oksigen menghasilkan ikatan H – O yang sangat polar.

Contoh: Asam hipoklorit (HOCl). Ketika asam hipoklorit terionisasi, ikatan H – O putus dan terbentuk H₃O⁺:

HOCl(aq) + H₂O(l) ⇌H3O⁺(aq) + OCl^-(aq)

SIFAT ASAM-BASA

Asam Okso. Banyak senyawa asam anorganik dan asam organik yang penting yang merupakan suatu nonlogam hidroksida. Contoh: H₂SO₄, HNO₃, H₃PO₄.

Untuk asam okso halogen, semakin banyak jumlah atom O dalam molekul asam okso, keasamannya bertambah. Contoh: HClO < HClO₂

< HClO₃< HClO₄. Hal ini disebabkan oleh faktor semakin banyaknya resonansi yang menstabilkan ion asam okso yang memiliki atom O yang lebih banyak, sehingga ion H⁺lebih mudah lepas dan keasaman

bertambah.

Asam Sulfat

Asam Asetat Asam Nitrat

Asam Fosfat 97

(50)

Kecenderungan Unsur-unsur Periode 2

Ukuran atom mengecil dari kiri ke kanan.

Energi ionisasi dan keelektronegatifan bertambah dari kiri ke kanan.

Karakter logam berkurang dari kiri ke kanan.

 tipe ikatan berubah seiring berkurangnya karakter logam (dari ikatan ion menjadi ikatan kovalen, dari kiri ke kanan).

Senyawa oksidanya semakin asam dari kiri ke kanan.

Kekuatan mereduksi pada logam semakin berkurang, kekuatan oksidasi non logam semakin bertambah.

Sifat Oksida dalam Satu Perioda

basa Asam

Chang, R., “Chemistry”, 5th Edition, WCB/McGraw- 8.6 99

(51)

Kecenderungan Sifat Atom, Sifat Fisik dan Kimia Unsur Periode 2

STRUKTUR ATOM-DW 2021 101 Silberberg, M., and Ameteis, 6^thedition, Chemistry: The Molecular Nature of Matter and Change, McGraw Hill, New York, 2013

Kecenderungan Sifat Atom, Sifat Fisik dan Kimia Unsur Periode 2 (lanjutan)

101

(52)

Kecenderungan Sifat Atom, Sifat Fisik dan Kimia Unsur Periode 2 (lanjutan-1)

103

(53)

Keperiodikan dalam jari-jari atom, energi ioniasi dan keelektronigatifan pada Periode 2.

Perilaku Anomali Unsur Periode 2

Perilaku anomali Unsur Periode 2 disebabkan oleh

ukurannya yang kecil dan sedikitnya jumlah orbital valensi.

Litiumsatu-satunya unsur pada periode 2 yang membentuk oksida sederhana dan nitrida.

Semua senyawa berillium membentuk ikatan kovalen karena kerapatan muatan yang tinggi pada Be²⁺.

Boronmembentuk senyawa logam yang kompleks dan membentuk senyawa kovalen dengan hidrogen yang disebut borana.

105

(54)

Cara Mengatasi kekurangan Elektron pada Berilium Klorida

Perilaku Anomali Unsur Periode 2

Karbonberikatan dengan dirinya sendiri menghasilkan senyawa karbon.

Oksgenadalah satu-satunya gas dalam golongan 16(6A) yang jauh lebih reaktif daripada unsur lainnya dalam satu golongan.

Nitrogenmemiliki ikatan rangkap tiga, gas tak reaktif dan sangat berbeda dengan unsur lainnya dalam golongan 15(5A) yang merupakan padatan yang reaktif.

Fluorinpaling elektronegatif di antara unsur halogen, bereaksi dahsyat dengan air, dan HF merupakan asam lemah sedangkan asam hidrohalida lainnya adalah asam kuat.

107

(55)

HIDROGEN

Hidrogen adalah unsur non logam pada kondisi normal.

Dapat melepaskan satu elektron membentuk H⁺, dan dapat juga menarik elektron membentuk H^.

> 200 ^oC

2Na(l) + H₂(g)  2NaH(s)

Hidrogen biasanya ditempatkan dalam tabel periodik pada golongan IA (1) atau diantara golongan IA(1) dan VIIA (17) atau tidak di golongan manapun.

Hidrogen hanya memiliki satu elektron dan intinya bermuatan positif 1 Hidrogen adalah unsur yang paling banyak di alam semesta.

Hidrogen sebagai gas diatom, H₂: tak berwarna dan tak berbau dengan titik leleh dan titik didih yang sangat rendah.

H banyak ditemukan sebagai senyawanya dengan oksigen, yaitu H₂O.

HIDROGEN

109

(56)

Dimana Letak Hidrogen dalam Tabel Periodik Unsur?

Hidrogen dan Logam Alkali

Seperti logam golongan 1(1A), hidrogen:

Memiliki elektronterluar dengan konfigurasi elektron ns¹,

Memiliki satu elektron valensi, dan

Umumnya memiliki bilangan oksidasi +1, kecuali ketika bersenyawa dengan unsur- unsur yang lebih elektropositif seperti logam alkali dan alkali tanah, maka bilangan oksidasi hidrogen menjadi -1 (sebagai hidrida, H^).

Berbeda dengan logam alkali, hidrogen:

membagi elekteron dengan unsur non logam, tidak seperti logam alkali yang melepaskan elektron untuk bereaksi dengan unsur non logam.

Memiliki energi ionisasi yang jauh lebih tinggi daripada logam alkali karena ukurannya yang kecil, sehingga daya tarik inti terhadap elektron valensinya sangat kuat yang menyebabkan elektron menjadi sangat sulit dilepaskan.

111

(57)

Hidrogen dan Unsur Golongan 14(4A) Seperti halnya unsur golongan 14(4A), H memiliki valensi dengan orbital yang terisi setengah penuh.

H mirip dengan unsur golongan 14(4A) dalam hal:

 Energi ionisasi,

 Afinitas elektron,

 Keelektonegatifan, dan

 Energi ikatan.

Hidrogen dan Halogen

Seperti unsur golongan 7A(17), hidrogen

 Berada dalam bentuk molekul diatom

 Hanya membutuhkan 1 elektron untuk melengkapi elektron valensi pada orbital terluarnya.

Tetapi tidak seperti halogen,

 H memiliki keelektronegatifan yang jauh lebih kecil daripada unsur halogen manapun,

 H tidak memiliki 3 pasang elektron bebas yang dimiliki oleh semua unsur halogen,

 Ion halida (X^) umum ditemukan dan stabil, sedangkan ion hidrida (H^) jarang dan reaktif.

113

(58)

Rangkuman Kimia Hidrogen

Garam hidridaterbentuk ketika hidrogen bereaksi dengan logam yang sangat reaktif.

Garam hidrida berwujud padatan berwarna putih.

2Li(s) + H₂(g) → 2LiH(s) Ca(s) + H₂(g) → CaH₂(s)

Senyawa hidrida kovalen (molekul)terbentuk ketika

hidrogen bereaksi dengan nonlogam. Dalam sebagian besar senyawa hidrida kovalen, bilangan oksidasi hidrogen adalah +1. F₂(g) + H₂(g) → 2HF(g) H°_rxn= -546 kJ

Rangkuman Kimia Hidrogen

Banyak logam transisi membentuk logam hidrida (interstisi), dimana molekul H₂dan atom H menempati lubang-lubang dalam struktur kristal logam.

Logam hidrida interstisi

Chang, R., “Chemistry”, 5th Edition, WCB/McGraw-Hill, New York, ISBN 0-07-115221-0, 1998

115

REFERENSI STRUKTUR ATOM DAN KEPERIODIKAN UNSUR 10/11/2021. Oleh: Dr. Deana Wahyuningrum, S.Si., M.Si. Kimia FMIPA ITB 2021 STRUKTUR ATOM-DW

STRUKTUR ATOM DAN KEPERIODIKAN UNSUR

REFERENSI

STRUKTUR ATOM

PENEMUAN ELEKTRON

TABUNG SINAR KATODA

PERCOBAAN THOMSON

MUATAN ELEKTRON

MASSA ELEKTRON

PENEMUAN INTI ATOM

PENENTUAN MUATAN INTI

PENEMUAN NEUTRON DAN PROTON

GELOMBANG

RADIASI ELEKTROMAGNET

RADIASI ELEKTROMAGNET (EM)

SIFAT PARTIKEL

CONTOH SOAL ENERGI FOTON

  

 

  

 

MODEL ATOM BOHR

MODEL ATOM BOHR

MODEL ATOM BOHR

MODEL ATOM BOHR

TEORI GELOMBANG ELEKTRON

  

PRINSIP KETIDAKPASTIAN HEISENBERG

MODEL KUANTUM ATOM

BILANGAN KUANTUM

FUNGSI GELOMBANG ORBITAL,  n,l,m

Setiap orbital memiliki fungsi gelombang tertentu yang merupakan kombinasi linier dari ketiga bilangan kuantum: n, l, dan m.

Penulisan ketiga bilangan kuantum (n, l, dan m) pada simbol fungsi gelombang 

tidak boleh dipertukarkan letaknya.

Contoh: orbital 1s = 

; 2s = 

; 2p = 

Fungsi gelombang ini akan menentukan bentuk orbital yang diwakilinya.

BENTUK ORBITAL

BENTUK ORBITAL d

BENTUK ORBITAL f

BENTUK ORBITAL p

KONFIGURASI ELEKTRON

KONFIGURASI ELEKTRON

KONFIGURASI ELEKTRON

Konfigurasi elektron untuk unsur yang memiliki lebih dari satu elektron lebih kompleks.

Elektron di kulit bagian dalam bertindak sebagai pelindung elektron-elektron yang terletak pada kulit lebih luar dari interaksi muatan positif inti atom.

Beberapa orbital mengalami penetrasi pada inti atom melebihi yang lain: s > p > d > f. Akibatnya terdapat tingkat energi berbeda untuk subtingkat energi berbeda dari masing-masing bilangan kuantum utama tertentu.

PRINSIP AUFBAU

PRINSIP AUFBAU

1 2 2 3 3 4 3 4 5 4 ...

1 2 3 3 4 4 5 5 5 6

s  s  p  s  p  s  d  p  s  d  dst

         

PRINSIP AUFBAU

Cara pengisian elektron pada elektron

berdasarkan tingkat

energinya

PRINSIP AUFBAU

PRINSIP AUFBAU

ATURAN HUND

LARANGAN PAULI

kosong

SISTEM PERIODIK UNSUR

SISTEM PERIODIK UNSUR

PENULISAN KONFIGURASI ELEKTRON

KEPERIODIKAN

Keperiodikan dalam sifat-sifat fisika dan kimia dapat dijelaskan dengan konfigurasi elektron.

Beberapa contoh penting yang menunjukkan

keperiodikan sifar-sifat fisika dan kimia unsur adalah mencakup:

Jari-jari atom

Jari-jari ion (kation dan anion)

Energi ionisasi pertama

Afinitas elektron

JARI-JARI ATOM UNSUR GOLONGAN UTAMA

Jari-jari atom semakin besar dari atas ke bawah dalam satu golongan unsur karena terdapat kulit baru yang bertambah.

Jari-jari atom semakin kecil dari kiri ke kanan dalam satu perioda karena inti atom mengandung proton yang lebih banyak sehingga muatan positif yang besar semakin menarik elektron lebih kuat dan ukuran atom mengecil.

JARI-JARI ION

KONFIGURASI ISOELEKTRON

ENERGI IONISASI

FUNGSI GELOMBANG ORBITAL,  _n,l,m