TEORI ASAM BASA

1.      ARHENIUS

Teori ini pertama kalinya dikemukakan pada tahun 1884 oleh Svante August Arrhenius. Menurut Arrhenius, definisi dari asam dan basa, yaitu:

·         asam adalah senyawa yang jika dilarutkan dalam air melepaskan ion H+.

·         basa adalah senyawa yang jika dilarutkan dalam air melepaskan ion OH−.

Gas asam klorida (HCl) yang sangat larut dalam air tergolong asam Arrhenius, sebagaimana HCl dapat terurai menjadi ion H+dan Cl− di dalam air. Berbeda halnya dengan metana (CH4) yang bukan asam Arrhenius karena tidak dapat menghasilkan ion H+ dalam air meskipun memiliki atom H. Natrium hidroksida (NaOH) termasuk basa Arrhenius, sebagaimana NaOH merupakan senyawa ionik yang terdisosiasi menjadi ion Na+ dan OH− ketika dilarutkan dalam air. Konsep asam dan basa Arrhenius ini terbatas pada kondisi air sebagai pelarut.

2.      BRONSTED LOWRY

Pada tahun 1923, Johannes N. Brønsted dan Thomas M. Lowry secara terpisah mengajukan definisi asam dan basa yang lebih luas. Konsep yang diajukan tersebut didasarkan pada fakta bahwa reaksi asam–basa melibatkan transfer proton (ion H+) dari satu zat ke zat lainnya. Proses transfer proton ini selalu melibatkan asam sebagai pemberi/donor proton dan basa sebagai penerima/akseptor proton. Jadi, menurut definisi asam basa Brønsted–Lowry,

·         asam adalah donor proton.

·         basa adalah akseptor proton.

Jika ditinjau dengan teori Brønsted–Lowry, pada reaksi ionisasi HCl ketika dilarutkan dalam air, HCl berperan sebagai asam dan H2O sebagai basa.

HCl(aq) + H2O(l) → Cl−(aq) + H3O+(aq)

HCl berubah menjadi ion Cl− setelah memberikan proton (H+) kepada H2O. H2O menerima proton dengan menggunakan sepasang elektron bebas pada atom O untuk berikatan dengan H+ sehingga terbentuk ion hidronium (H3O+).

Sedangkan pada reaksi ionisasi NH3 ketika dilarutkan dalam air, NH3 berperan sebagai basa dan H2O sebagai asam.

NH3(aq) + H2O(l) ⇌ NH4+(aq) + OH−(aq)

NH3 menerima proton (H+) dari H2O dengan menggunakan sepasang elektron bebas pada atom N untuk berikatan dengan H+ sehingga terbentuk ion ammonium (NH4+). H2O berubah menjadi ion OH− setelah memberikan proton (H+) kepada NH3.

Dari kedua contoh tersebut terlihat bahwa (1) asam Brønsted–Lowry harus mempunyai atom hidrogen yang dapat terlepas sebagai ion H+; dan (2) basa Brønsted–Lowry harus mempunyai pasangan elektron bebas yang dapat berikatan dengan ion H+.

3.     LEWIS

Pada tahun 1923, G. N. Lewis mengemukakan teori asam basa yang lebih luas dibanding kedua teori sebelumnya dengan menekankan pada pasangan elektron yang berkaitan dengan struktur dan ikatan. Menurut definisi asam basa Lewis,

·         asam adalah akseptor pasangan elektron.

·         basa adalah donor pasangan elektron.

Berdasarkan definisi Lewis, asam yang berperan sebagai spesi penerima pasangan elektron tidak hanya H+. Senyawa yang memiliki orbital kosong pada kulit valensi seperti BF3 juga dapat berperan sebagai asam. Sebagai contoh, reaksi antara BF3 dan NH3 merupakan reaksi asam–basa, di mana BF3 sebagai asam Lewis dan NH3 sebagai basa Lewis. NH3 memberikan pasangan elektron kepada BF3 sehingga membentuk ikatan kovalen koordinasi antara keduanya.

Kelebihan definisi asam basa Lewis adalah dapat menjelaskan reaksi-reaksi asam–basa lain dalam fase padat, gas, dan medium pelarut selain air yang tidak melibatkan transfer proton. Misalnya, reaksi-reaksi antara oksida asam (misalnya CO2 dan SO2) dengan oksida basa (misalnya MgO dan CaO), reaksi-reaksi pembentukan ion kompleks seperti [Fe(CN)6]3−, [Al(H2O)6]3+, dan [Cu(NH3)4]2+, dan sebagian reaksi dalam kimia organik.

referensi

susinto, n. (n.d.). teori asam basa. Retrieved from studio belajar: https://www.studiobelajar.com/teori-asam-basa/

Ikatan dan Unsur

A.      FAKTOR GEOMETRI

Jari-jari dan kekuatan menarik elektron atom atau ion menentukan ikatan, struktur, dan reaksi zat elementer dan senyawa.

·         Jari-jari Atom dan Ion

Jari-jari Logam secara eksperimen merupakan separuh jarak antar inti atom.

Jari-jari Kovalen secara eksperimen mendifinisikan separuh jarak atom logam antara dua atom yang sama terikat secara bersama oleh ikatan kovalen

Jari-jari Ionik berkaitan dengan jarak antara 2 inti yang terhubung oleh ikatan eletrostatik antara kation dan anion masing-masing unsur.

·         Entalpi Kisi

Siklus Born-Haber adalah suatu pendekatan yang digunakn untuk menganalisi energi reaksi. Untuk memutuskan ion-ion bebas dari kisi membutuhkan energi yang besar. Nilai dari energi kisi bergantung pada kekuatan ikatan ion. Kekuatan ion berkaitan erat dengan ukuran dan muatan ion. Magnesium oksida yang mengandung 2 ion positif akan memiliki energi kisi lebih tinggi dibandingkan dengan natrium flourida yang hanya mengandung 1 ion positif, yaitu masing –masing 3933 kJ.mol-1 dan 915 kJ.mol-1. Sama halnya juga dengan entropi, akan selalu lebih tinggi entropi padatan kristal yang memiliki susunan yang teratur dibandingkan gas yang susunannya tidak teratur.

·         Tetapan Madelung

Energi Potensial Coulomb total antar ion dalam senyawa ionik yang terdiri atas ion A dan ion B adalah penjumlahan eneri potensial Coulomb interaksi ion individual. Karena lokasi ion-ion dalam kristal ditentukan oleh tipe struktur potensial Coulomb total antar ion dihitung dengan menentukan jarak antar ion d. A adalah Tetapan Madelung yang khas untuk tiap kristal. Interaksi elektrostatik antara ion-ion yang bersentuhan merupakan yang terkuat dan tetapan Madelung juga akan meningkat dengan semakin besarnya bilangan koordinasi

·         Struktur Kristal Logam

·         Kristal Ion

Struktur dasar kristal ion adalah ion yang lebih besar (biasanya anion) membentuk susunan terjejal dan ion yang lebih kecil (biasanya kation) masuk kedalam lubang oktahedral atau tetrahedral di antara anion. Kristal anion diklasifikasikan kedalam beberapa tipe struktur berdasarkan jenis kation dan anion yang terlibat dan jari-jari ionnya.

·         Aturan Jari jari

Biasanya, energi potensial Coulomb total Ec senyawa ionik univalen MX diungkapkan dengan persamaan

Ec -NAe24πεoR

NA adalah konstanta Avogadro, A konstanta Madelung dan R jarak antar ion. Menurut rumus ini, struktur dengan rasion A/R akan lebih stabil. Konstanta Madelung senyawa MX meningkat dengan meningkatnya bilangan koordinasi. Di pihak lain, akan menguntungkan menurunkan bilangan koordinasi untuk menurunkan nilai R dalam hal ukuran M kecil, agar kontak antara M dan X dapat terjadi lebih baik. Dalam kristal ionik, rasio rM dan rX dengan anion saling kontak satu sama lain dan juga berkontak dengan kation bergantung pada bilangan koordinasi. Dalam bagian struktur yang terdiri hanya anion, anion membentuk koordinasi polihedra di sekeliling kation. Jari-jari anion rX adalah separuh sisi polihedral dan jarak kation di pusat polihedral ke sudut polihedral adalah jumlah jari-jari kation dan anion rX + rM. Polihedra dalam CsCl adalah kubus, struktur NaCl adalah oktahedral, dan ZnS adalah tetrahedral. Jarak dari pusat ke sudut polihedral adalah berturut-turut √3rX, √2 rX dan ½√6rX. Sehingga, rasio jari-jari kation dan anion adalah are (√3rX-rX)/ rX = √3-1 = 732 untuk CsCl, (√2rX-rX)/ rX = √2-1 = 0.414 untuk NaCl, dan (½√6rX-rX)/ rX = ½√6-1 = 0.225 untuk ZnS

·        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 di sekeliling 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.
Seperti telah disebutkan struktur ionik dapat dianggap sebagai susunan terjejal anion.  Gambar 2.12 dan 2-13 mengilustrasikan ketiga representasi ini untuk fosfor pentoksida molekular P2O5 (= P4O10) dan molibdenum pentakhlorida MoCl5 (= Mo2Cl10).  Representasi polihedra jauh lebih mudah dipahami untuk struktur molekul besar atau padatan yang dibentuk oleh tak hingga banyaknya atom.   Namun, representasi garis ikatan juga cocok untuk senyawa molecular.

B.    Faktor Elektronik

 Fungsi gelombang elektron dalam suatu atom disebut orbital atom. Karena kebolehjadian menemukan elektron dalam orbital molekul sebanding dengan kuadrat fungsi gelombang, peta elektron nampak seperti fungsi gelombang. Suatu fungsi gelombang mempunyai daerah
beramplitudo positif dan negatif yang disebut cuping (lobes). Tumpang tindih cuping positif dengan positif atau negatif dengan negatif dalam molekul akan memperkuat satu sama lain membentuk ikatan, tetapi cuping positif dengan negatif akan meniadakan satu sama lain tidak membentuk ikatan. Besarnya efek interferensi ini mempengaruhi besarnya integral tumpang tindih dalam kimia kuantum.
Dalam pembentukan molekul, orbital atom bertumpang tindih menghasilkan orbital molekul yakni fungsi gelombang elektron dalam molekul. Jumlah orbital molekul adalah jumlah atom dan orbital molekul ini diklasifikasikan menjadi orbital molekul ikatan, non-ikatan, atau antiikatan sesuai dengan besarnya partisipasi orbital itu dalam ikatan antar atom. Kondisi pembentukan orbital molekul ikatan adalah sebagai berikut.



Syarat pembentukan orbital molekul ikatan
(1) Cuping orbital atom penyusunnya cocok untuk tumpang tindih.
(2) Tanda positif atau negatif cuping yang bertumpang tindih sama.
(3) Tingkat energi orbital-orbital atomnya dekat

Referens

natalia, e., kristin, a., sinurat, r., & baru, o. (2016, januari 27). ikatan kimia. Retrieved from http://makalahkimiaanorganikkelompok.blogspot.com/

Ruang-ruang Dalam Atom

1.    Bilangan Kuantum

Bilangan kuantum adalah bilangan yang menentukan suatu kedudukan posisi elektron atom yang mana posisi elektron itu di wakili oleh suatu nilai yang menjelaskan tentang kuantitas kekal dinamis. Bilangankuatum menggambarkan sifat elektron dalam orbital.

Bilangan kuantum terdiri dari:

 1) Bilangan kuantum utama (n), menyatakan tingkat energi/kulit atom.

 2) Bilangan kuantum azimuth (l), menyatakan sub-kulit atom dan bentuk geometri orbital.

 3) Bilangan kuantum magnetik (m), yaitu menyatakan banyak dan posisi/orientasi orbital.

 4) Bilangan kuantum spin (s), menyatakan kedudukan elektron dalam suatu orbital.

A. Bilangan Kuantum Utama

Bilangan kuantum utama/prinsipal (n) adalah suatu harga yang menyatakan tingkat energi atau kulit dalam atom. Bilangan kuantum utama merupakan dasar penentu harga bilangan kuantum lainnya.

Jika dijabarkan maka: 

Elektron yang berada pada kelopak K adalah n=1
Elektron yang berada pada kelopak L adalah n=2
Elektron yang berada pada kelopak M adalah n=3
Elektron yang berada pada kelopak N adalah n=4
Dst...

B. Bilangan Kuantum Azimuth

Bilangan kuantum azimut atau bilangan kuantum anguler (sudut). Bilangan ini menggambarkan energi dari elektron, berhubungan dengan gerakan orbital yang digambarkan menggunakan momentum sudut. Bilangan Kuantum azimut membagi kulit menjadi orbital-orbital yang lebih kecil (sub Kulit).

Setiap kulit pada bilangan kuantum azimut memiliki nilai l=0 sampai l=(n-1). Biasanya nya subkulit ditulis l=1,2,3,…, (n-1) diberi simbol s,p,d,f dan seterusnya.

C. Bilangan Kuantum Magnetik

Bilangan kuantum ini merupakan bilangan kuantum ketiga dari empat bilangan kuantum (bilangan kuantum utama, bilangan kuantum azimut, bilangan kuantum magnetik, dan bilangn kuantum spin) yang menggambarkan suatu keadaan kuantum suatu elektron. Bilangan kuantum magnetik ini membagi bilangan kuantum azimut menjadi orbital-orbital.

Bilangan kuantum magnetik (m) ini jumlahnya untuk setiap bilangan kuantum azimut (l) dimulai dari m=-l sampai m=+l. 

D. Bilangan Kuantum Spin

Bilangan kuantum spin (s) ini menunjukan arah perputaran (spin) atau rotasi di sebuah elektron pada sumbunya. Arahnya bisa searah jarum jam ataupun  berlawanan dengan arah jarum jam. Untuk itu bilangan kuantum spin (s) ini diberi nama ± 1/2 atau -1/2.

Untuk arah rotasi yang searah jarum jam diberi tanda atau ditulis +1/2 atau tanda panah keatas (↑), sedangkan yang berlawanan dengan arah jarum jam diberi tanda atau ditulis -1/2 atau tanda panah kebawah (↓).

Bilangan kuantum spin merupakan dasar pengisian elektron dalam suatu orbital, oleh karenanya setiap orbital hanya dapat ditempati oleh maksimal dua elektron dengan spin yang berbeda, maksudnya bahwa elektron-elektron didalam atom itu berbeda-beda antara atom satu dengan atom yang lain sebagaimana yang disampaikan oleh Wolfgang Pauli (tahun 1925) seorang fisikawan teoretis Amerika, yang mempelopori bidang fisika kuantum yang juga dikenal dengan teori spin-nya dalam ilmu fisika.

2.    Bentuk Orbital

·         Orbital S

Orbital s adalah orbital dengan l = 0 berbentuk bola dengan inti atom pada bagian tengah. Oleh karena bola hanya memiliki satu orientasi, semua orbital s hanya memiliki satu nilai ml, yaitu ml = 0. Orbital 1s memiliki densitas (kerapatan) elektron tertinggi pada bagian inti atom dan kemudian densitas semakin menurun perlahan-lahan setelah menjauh dari inti atom. Orbital 2s memiliki dua daerah dengan densitas elektron tinggi. Di antara kedua daerah tersebut terdapat simpul bola, di mana probabilitas menemukan elektron pada daerah tersebut menurun hingga nol (ψ2 = 0). Pada orbital 3s, terdapat tiga daerah dengan densitas elektron tinggi dan dua simpul. Pola bertambahnya simpul orbital s ini masih terus berlanjut dengan orbital 4s, 5s, dan seterusnya.

·         Orbital P

Orbital p adalah orbital dengan l = 1 berbentuk seperti balon terpilin dengan dua cuping. Kedua cuping terletak pada dua sisi inti atom yang saling bersebrangan. Inti atom terletak pada bidang simpul orbital p, yakni di antara dua cuping yang masing-masing memiliki densitas elektron tinggi. Orbital p memiliki tiga jenis orientasi ruang, px, py, dan pz, sebagaimana terdapat tiga nilai ml yang mungkin, yaitu −1, 0, atau +1. Ketiga orbital p tersebut terletak saling tegak lurus pada sumbu x, y, dan z koordinat Kartesius dengan bentuk, ukuran, dan energi yang sama.

·         Orbital D

Orbital d adalah orbital dengan l = 2. Orbital d memiliki lima jenis orientasi, sebagaimana terdapat lima nilai ml yang mungkin, yaitu −2, −1, 0, +1, atau +2. Empat dari lima orbital d, antara lain dxy, dxz dyz, dan dx2−y2, memiliki empat cuping seperti bentuk daun semanggi. Orbital d kelima, dz2, memiliki dua cuping utama pada sumbu z dan satu bagian berbentuk donat pada bagian tengah.

·         Orbital F

Orbital f adalah orbital dengan l = 3. Orbital f memiliki tujuh jenis orientasi, sebagaimana terdapat tujuh nilai ml yang mungkin (2l + 1 = 7). Ketujuh orbital f memiliki bentuk yang kompleks dengan beberapa cuping.

3.     Konfigurasi Elektron

Setelah memahami hubungan keberadaan elektron dalam atom dengan orbital pada teori atom mekanika kuantum, berikut akan dibahas konfigurasi elektron, yaitu penyusunan elektron-elektron dalam orbital-orbital pada kulit-kulit atom multi elektron. Aturan-aturan dalam penentuan konfigurasi elektron berdasarkan orbital, antara lain:

·         Asas Aufbau: Elektron menempati orbital-orbital dimulai dari tingkat energi yang terendah, dimulai dari 1s, 2s, 2p, dan seterusnya seperti urutan subkulit.

·         Asas larangan Pauli: Tidak ada dua elektron dalam satu atom yang memiliki keempat bilangan kuantum yang sama. Setiap orbital maksimum diisi oleh 2 elektron yang memiliki spin yang berlawanan (ms = +½ dan ms = −½).

·         Kaidah Hund: Jika ada orbital dengan tingkat energi yang sama, konfigurasi elektron dengan energi terendah adalah dengan jumlah elektron tak berpasangan dengan spin paralel yang paling banyak.

Berdasarkan eksperimen, terdapat anomali konfigurasi elektron dari aturan-aturan di atas. Subkulit d memiliki kecenderungan untuk terisi setengah penuh atau terisi penuh. Contohnya, konfigurasi elektron 24Cr: [Ar] 4s1 3d5 lebih stabil dibanding [Ar] 4s2 3d4; dan 29Cu: [Ar] 4s1 3d10 lebih stabil dibanding [Ar] 4s2 3d9.

Konfigurasi elektron untuk ion monoatomik (seperti Na+, K+, Ca2+, S2-, Br–) dapat ditentukan dari konfigurasi elektron atom netralnya terlebih dahulu. Pada kation (ion bermuatan positif) monoatomik Ax+ yang bermuatan x+, sebanyak x elektron dilepas (dikurangi) dari kulit elektron terluar atom netral A. Pada anion (ion bermuatan negatif) monoatomik By− yang bermuatan y−, sebanyak y elektron ditangkap (ditambahkan) pada orbital level energi terendah yang masih belum penuh oleh elektron.

Referensi:

Susianto, N. (2010, september 9). Bilangan Kuantum. Retrieved from Studio Belajar: https://www.studiobelajar.com/bilangan-kuantum/

 Arifin, A. (2019, juni 24). Bilangan Kuantum. Retrieved from Rumus Bilangan: https://rumusbilangan.com/bilangan-kuantum/

Kenalan sama Atom, Yuk!

Apa itu Atom?

Mungkin banyak dari kalian yang tidak mempercayai adanya atom, sebab belum ada yang bisa melihatnya secara langsung. Tapi tanpa kalian sadari, benda-benda yang berada di sekitar kita adalah sususan dari atom-atom. Lantas, apa sih sebenarnya atom ini?

Atom adalah pertikel terkecil yang sudah tidak dapat terbagi lagi. Nah, atom sendiri berasal dari kata ATOMOS yang berarti tak terbagi menurut Bahasa Yunani. Agar lebih paham tentang atom, kita harus tahu penemu atom dan teorinya. Berikut teori atom dari ilmuan-ilmuan yang menemukan.

1.     Teori Atom Democritus

Democritus mengemukakan sebuah teori bahwa sebuah benda jika dibelah terus menerus akan mencapai suatu titik namun titik itu tidak dapat dilihat (Atom). Ilmuan yang mendukung pernyataan dari Democritus adalah Dalton.

     2.     Teori Atom Dalton (Bola Pejal)

Jhon Dalton adalah kimiawan, fisikawan dan ahli meteorology asal Inggris. Dalton mengemukakan teori bahwa atom adalah bagian terkecil dari suatu zat, dan tidak dapat dibagi lagi.

John Dalton pada tahun 1805 menyatakan teori atom modern berdasarkan dari hukum kekekalan massa serta perbandingan tetap sebagai berikut :
a. Semua materi tersusun oleh partikel yang paling kecil yang tidak bisa diciptakan dan juga tidak bisa dimusnahkan.
b. Atom unsur sejenis ialah sama dalam segala hal, namun atom unsur tidak sejenis memiliki perbedaan dengan atom-atom lain.
c. memiliki ikatan antar senyawa yang telah terbentuk.
d. Atom membentuk sebuah bentuk molekul dengan angka perbandingan bilangan bulat yang sederhana.
Teori atom modern tentu saja sudah ada perubahan dan perkembangan daripada teori Dalton. Tetapi inti teori atom Dalton tetap berlaku. Hari ini kita tahu bahwa atom dapat dihancurkan melalui reaksi nuklir namun tidak bisa dihamcurkan oleh reaksi kimia. Selain itu ada juga berbagai jenis atom dalam unsur yang dikenal sebagai “isotop”, namun demikian isotop suatu unsur tetap memiliki sifat kimia yang sama.

3.     Teori Thomson

Thomson melakukan percobaan yang bernama Tabung sinar katoda (teori roti kismis) ia mendapat kesimpulan bahwa Atom tidak kosong tetapi terdapat partikel yang lebih kecil disebut electron(tersebar). Thomson juga dikenal sebagai penemu electron. Ia juga mengatakan muatan positif dan negative pada atom sama besarnya. Hal ini menjadikan atom bermuatan netral. Suatu atom tidak mempunyai muatan positif dan negative yang berlebihan.

4.     Teori Rutherford

Rutherford melakukan perobaan yang bernama Hamburan sinar Alpha dan melihat adanya ruang hampa dalam atom. Beliau menyatakan bahwa atom merupakan ruang hampa yang sebagian besarnya memiliki inti. Rutherford juga dikenal sebagai penemu inti atom. Dari percobaan Rutherford dapat disimpulkan bahwa sebagian besar massa atom terpusan di inti atom, muatan aton terkonsentrasi pada pusat atom dengan volume yang sangat kecil, dan sebagian besar volume atom merupakan ruang hampa.

5.     Teori Niels Bohr

Bohr menyatakan bahwa electron tidak dapat sembarangan berada dalam atom, terletak di energi masing-masing atau lintasannya sendiri. Bohr juga dikenal sebagai penemu kulit-kulit atom. Model atom Bohr sanggup membuktikan kestabilan atom dan spektrum atom hydrogen. Tetapi model dari atom Bohr dapat dikatakan lemah karena asusmsi bahwa electron mengelilingi inti dalam orbit melingkar tidak sepenuhnya benar. Dalam model atom Bohr ini dikenal dengan istilah konfihurasi electron. Konfigurasi electron sendiri adalah susunan electron pada masing-masing kulit. Data yang digunakan untuk menuliskan konfigurasi elektron adalah nomor atom suatu unsur, di mana nomor atom unsur menyatakan jumlah elektron dalam atom unsur tersebut. Sedangkan elektron pada kulit terluar dikenal dengan sebutan elektron valensi. Susunan elektron valensi sangat menentukan sifat-sifat kimia suatu atom dan berperan penting dalam membentuk ikatan dengan atom lain.

Untuk menentukan konfigurasi elektron suatu unsur, ada beberapa

patokan yang harus selalu diingat, yaitu:

1)      Dimulai dari lintasan yang terdekat dengan inti, masing-masing lintasan disebut kulit ke-1 (kulit K), kulit ke-2 (kulit L), kulit ke-3 (kulit M), kulit ke-4 (kulit N), dan seterusnya.

2)      Jumlah elektron maksimum (paling banyak) yang dapat menempati masing-masing kulit adalah:

2 n2

dengan n = nomor kulit

Kulit K dapat menampung maksimal 2 elektron.

Kulit L dapat menampung maksimal 8 elektron.

Kulit M dapat menampung maksimal 18 elektron, dan seterusnya.

3)   Kulit yang paling luar hanya boleh mengandung maksimal 8 elektron.

1. 6.     Teori Mekanika Kuantum

Model atom mekanika kuantum didasarkan pada:

1. elektron bersifat gelombang dan partikel, oleh Louis de Broglie (1923).

2. persamaan gelombang elektron dalam atom, oleh Erwin Schrodinger (1926).

3. asas ketidakpastian, oleh Werner Heisenberg (1927).

Menurut teori atom mekanika kuantum, elektron tidak bergerak pada lintasan tertentu. Berdasarkan hal tersebut maka model atom mekanika kuantum adalah sebagai berikut:

a) Atom terdiri atas inti atom yang mengandung proton dan neutron, dan elektronelektron mengelilingi inti atom berada pada orbital-orbital tertentu yang membentuk kulit atom, hal ini disebut dengan konsep orbital.

b) Dengan memadukan asas ketidakpastian dari Werner Heisenberg dan mekanika gelombang dari Louis de Broglie, Erwin Schrodinger merumuskan konsep orbital sebagai suatu ruang tempat peluang elektron dapat ditemukan.

c) Kedudukan elektron pada orbital-orbitalnya dinyatakan dengan bilangan kuantum.

Sumber : (krisnadwi, bisakimia, 2017)

       (trisetiani, n.d.)

      (mipa, 2018)