SEJARAH SISTEM PERIODIK UNSUR

A.    Pengertian Sistem Periodik Unsur

Sistem periodik merupakan susunan unsur-unsur berdasarkan sifat-sifat dan kriteria tertentu dengan tujuan mempermudah dalam mempelajari sifat-sifat berbagai unsur yang berubah secara periodik.

B.    Sejarah Perkembangan Sistem Periodik

Usaha-usaha untuk mengelompokkan sistem periodik unsur telah dimulai sejak para ahli ( sekitar abad ke -18 ) menemukan makin banyak unsur. Pengelomokan yang paling sederhana ialah membagi unsur manjadi logam dan non logam. Namun pengelompokan unsur yang paling baik saat ini adalah sistem periodik unsur yang moderen. Berikut ini adalah teori atau hukum tentang pengelompokan unsur, antara lain :

1. Triade Dobereiner

Pada tahun 1829, Johan Wolfgang Dobereiner mempelajari sifat-sifat beberapa unsur yang sudah diketahui pada saat itu. Dobereiner melihat adanya kemiripan sifat di antara beberapa unsur, lalu mengelompokkan unsur-unsur tersebut menurut kemiripan sifatnya. Ternyata tiap kelompok terdiri dari tiga unsur sehingga disebut triade. Apabila unsur-unsur dalam satu triade disusun berdasarkan kesamaan sifatnya dan diurutkan massa atomnya, maka unsur kedua merupakan rata-rata dari sifat dan massa atom dari unsur pertama dan ketiga.

2. Teori Oktaf Newland Pada tahun 1864, John Alexander Reina Newland menyusun daftar unsur yang jumlahnya lebih banyak. Susunan Newland menunjukkan bahwa apabila unsur-unsur disusun berdasarkan kenaikan massa atomnya, maka unsur pertama mempunyai kemiripan sifat dengan unsur kedelapan, unsur kedua sifatnya mirip dengan unsur kesembilan, dan seterusnya. Penemuan Newland ini dinyatakan sebagai Hukum Oktaf Newland.

Pada saat daftar Oktaf Newland disusun, unsur-unsur gas mulia (He, Ne, Ar, Kr, Xe, dan Rn) belum ditemukan. Gas Mulia ditemukan oleh Rayleigh dan Ramsay pada tahun 1894. Unsur gas mulia yang pertama ditemukan ialah gas argon. Hukum Oktaf Newland hanya berlaku untuk unsur-unsur dengan massa atom yang rendah.

3. Sistem Periodik Mendeleev

Pada tahun 1869, tabel sistem periodik mulai disusun. Tabel sistem periodik ini merupakan hasil karya dua ilmuwan, Dmitri Ivanovich Mendeleev dari Rusia dan Julius Lothar Meyer dari Jerman. Mereka berkarya secara terpisah dan menghasilkan tabel yang serupa pada waktu yang hampir bersamaan. Mendeleev menyajikan hasil kerjanya pada Himpunan Kimia Rusia pada awal tahun 1869, dan tabel periodik Meyer baru muncul pada bulan Desember 1869.

Mendeleev yang pertama kali mengemukakan tabel sistem periodik, maka ia dianggap sebagai penemu tabel sistem periodik yang sering disebut juga sebagai sistem periodik unsur pendek. Sistem periodik Mendeleev disusun berdasarkan kenaikan massa atom dan kemiripan sifat. Sistem periodik Mendeleev pertama kali diterbitkan dalam jurnal ilmiah Annalen der Chemie pada tahun 1871.

Hal penting yang terdapat dalam sistem periodik Mendeleev antara lain sebagai berikut:a. dua unsur yang berdekatan, massa atom relatifnya mempunyai selisih paling kurang dua atau satu satuan;b. terdapat kotak kosong untuk unsur yang belum ditemukan, seperti 44, 68, 72, dan 100;c. dapat meramalkan sifat unsur yang belum dikenal seperti ekasilikon;d. dapat mengoreksi kesalahan pengukuran massa atom relatif beberapa unsur, contohnya Cr = 52,0 bukan 43,3.

a. Kelebihan sistem periodik Mendeleev1) Sifat kimia dan fisika unsur dalam satu golongan mirip dan berubah secara teratur.2) Valensi tertinggi suatu unsur sama dengan nomor golongannya.3) Dapat meramalkan sifat unsur yang belum ditemukan pada saat itu dan telah mempunyai tempat yang kosong.

b. Kekurangan sistem periodik Mendeleev1) Panjang periode tidak sama dan sebabnya tidak dijelaskan.2) Beberapa unsur tidak disusun berdasarkan kenaikan massa atomnya, contoh : Te (128) sebelum I (127).3) Selisih massa unsur yang berurutan tidak selalu 2, tetapi berkisar antara 1 dan 4 sehingga sukar meramalkan massa unsur yang belum diketahui secara tepat.4) Valensi unsur yang lebih dari satu sulit diramalkan dari golongannya.5) Anomali (penyimpangan) unsur hidrogen dari unsur yang lain tidak dijelaskan.

4. Sistem Periodik Modern Pada tahun 1914, Henry G. J. Moseley menemukan bahwa urutan unsur dalam tabel periodik sesuai dengan kenaikan nomor atom unsur. Moseley berhasil menemukan kesalahan dalam tabel periodik Mendeleev, yaitu ada unsur yang terbalik letaknya. Penempatan Telurium dan Iodin yang tidak sesuai dengan kenaikan massa atom relatifnya, ternyata sesuai dengan kenaikan nomor atom.

Telurium mempunyai nomor atom 52 dan iodin mempunyai nomor atom 53. Sistem periodik modern bisa dikatakan sebagai penyempurnaan sistem periodik Mendeleev. Sistem periodik modern dikenal juga sebagai sistem periodik bentuk panjang, disusun berdasarkan kenaikan nomor atom dan kemiripan sifat. Dalam sistem periodik modern terdapat lajur mendatar yang disebut periode dan lajur tegak yang disebut golongan.

Jumlah periode dalam sistem periodik ada 7 dan diberi tanda dengan angka:• Periode 1 disebut sebagai periode sangat pendek dan berisi 2 unsur• Periode 2 disebut sebagai periode pendek dan berisi 8 unsur• Periode 3 disebut sebagai periode pendek dan berisi 8 unsur• Periode 4 disebut sebagai periode panjang dan berisi 18 unsur• Periode 5 disebut sebagai periode panjang dan berisi 18 unsur• Periode 6 disebut sebagai periode sangat panjang dan berisi 32 unsur, pada periode ini terdapat unsur Lantanida yaitu unsur nomor 58 sampai nomor 71 dan diletakkan pada bagian bawah• Periode 7 disebut sebagai periode belum lengkap karena mungkin akan bertambah lagi jumlah unsur yang menempatinya, sampai saat ini berisi 24

unsur. Pada periode ini terdapat deretan unsur yang disebut Aktinida, yaitu unsur bernomor 90 sampai nomor 103 dan diletakkan pada bagian bawah.

Jumlah golongan dalam sistem periodik ada 8 dan ditandai dengan angka Romawi. Ada dua golongan besar, yaitu golongan A (golongan utama) dan golongan B (golongan transisi). Golongan B terletak antara golongan IIA dan golongan IIIA.

Nama-nama golongan pada unsur golongan A• Golongan IA disebut golongan alkali• Golongan IIA disebut golongan alkali tanah• Golongan IIIA disebut golonga boron• Golongan IVA disebut golongan karbon• Golongan VA disebut golongan nitrogen• Golongan VIA disebut golongan oksigen• Golongan VIIA disebut golongan halogen• Golongan VIIIA disebut golongan gas mulia

Pada periode 6 golongan IIIB terdapat 14 unsur yang sangat mirip sifatnya, yaitu unsur-unsur lantanida. Pada periode 7 juga berlaku hal yang sama dan disebut unsur-unsur aktinida. Kedua seri unsur ini disebut unsur-unsur transisi dalam.Unsur-unsur lantanida dan aktinida termasuk golongan IIIB, dimasukkan dalam satugolongan karena mempunyai sifat yang sangat mirip.

Dari sejarah diatas disimpulkan bahwa saat ini yang digunakan adalah sistem periodik unsur ( SPU ) atau sistem periodik moderen, yang mempunyai pengertian yaitu suatu gambar susunan unsur-unsur berdasarkan kenaikan nomor atom dan kemiripan sifat. Dan setelah itu akan dibahas mengenai nomor atom dan sifat SPU.

B. SIFAT LOGAM Sifat yang dimiliki oleh unsur sangat banyak. Pada bahasan ini, kita hanya akan membahas beberapa sifat dari unsur. Berdasarkan sifat kelogamannya, secara umum unsur dibedakan menjadi tiga kategori, yaitu unsur logam, unsur non logam, dan unsur metaloid (semi logam).

Logam banyak kita jumpai di sekitar kita, contohnya besi, aluminium, tembaga, perak, emas, dan lain-lain. Pada umumnya logam mempunyai sifat fisis, antara lain:1. penghantar panas yang baik;2. penghantar listrik yang baik;3. permukaan logam mengkilap;

4. dapat ditempa menjadi lempeng tipis;5. dapat meregang jika ditarik.

Kemampuan logam untuk meregang apabila ditarik disebut duktilitas. Kemampuan logam meregang dan menghantarkan listrik dimanfaatkan untuk membuat kawat atau kabel. Kemampuan logam berubah bentuk jika ditempa disebut maleabilitas. Kemampuan logam berubah bentuk jika ditempa dimanfaatka untuk membuat berbagai macam jenis barang, misalnya golok, pisau, cangkul, dan lain-lain. Sifat-sifat di atas tidak dimiliki oleh unsur-unsur bukan logam (non logam).

Jika dilihat dari konfigurasi elektronnya, unsur-unsur logam cenderung melepaskan elektron (memiliki energi ionisasi yang kecil), sedangkan unsur-unsur non logam cenderung menangkap elektron (memiliki energi ionisasi yang besar).

Dengan demikian, dapat dilihat kecenderungan sifat logam dalam sistem periodik, yaitu dalam satu golongan dari atas ke bawah semakin besar dan dalam satu periode dari kiri ke kanan semakin kecil. Jika kita lihat pada tabel periodik unsurnya, unsur-unsur logam berletak pada bagian kiri, sedangkan unsur-unsur non logam terletak di bagian kanan (lihat tabel periodik unsur).

Pada tabel periodik, batas antara unsur-unsur logam dan non logam sering digambarkan dengan tangga diagonal yang bergaris tebal. Unsur-unsur di daerah perbatasan mempunyai sifat ganda. Misalnya logam berilium (Be) dan aluminium (Al), logam-logam tersebut memiliki beberapa sifat bukan logam, dan biasa disebut unsur amfoter. Adapun logam yang berada di sebelahnya (dalam tabel periodik) yaitu Boron (B) dan Silikon (Si) merupakan unsur non logam yang memilki beberapa sifat logam, dan disebut unsur metaloid.

Mekanika Kuantum Modern sebagai Bilangan Kuantum

Model atom Niels Bohr dapat menjelaskan kelemahan dari teori atom

Rutherford. namun, pada perkembangan selanjutnya diketahui bahwa gerakan

elektron menyerupai gelombang. oleh karena itu, posisinya tidak dapat

ditentukan dengan pasti. Jadi, orbit elektron yang berbentuk lingkaran dengan

jari-jari tertentu tidak dapat diterima.

Pada tahun 1927, Erwin Schrodinger, seorang ilmuwan dari Austria,

mengemukakan teori atom yang disebut teori atom mekanika kuantum atau

mekanika gelombang. teori tersebut dapat diterima para ahli hingga sekarang.

Teori mekanika kuantum mempunyai persamaan dengan teori atom Niels

Bohr dalam hal tingkat-tingkat energi atau kulit-kulit atom, tetapi berbeda

dalam hal bentuk lintasan atau orbit tersebut. dalam teori atom mekanika

kuantum, posisi elektron adalah tidak pasti. hal yang dapat ditentukan mangenai

keberadaan elektron di dalam atom adalah daerah dengan peluang terbesar

untuk menemukan elektron tersebut. daerah dengan peluang terbesar itu disebut

orbital. Gambaran sederhana dari model atom Erwinschrodinger dan

Wernerhesenberg seperti di bawah ini :

Gambar 1 : moel atom Erwinschrodinger

Menurut teori atom modern, electron berada dalam orbital dan setiap

orbital mempunyai tingkat energi atau bentuk tertentu. Satu atau beberapa

orbital yang memiliki tingkat energi sama membentuk subkulit.

Untuk menentukan tingkat energi dari electron serta menyatakan kedudukan

electron pada suatu orbital digunakan bilangan kuantum. Schrodinger

menggunakan tiga bilangan kuantum yaitu bilangan kuantum utama (n),

bilangan kuantum azimuth (l), bilangan kuantum magnetic (m). Ketiga bilangan

kuantum ini merupakan bilangan bulat dan sederhana yang memberi petunjuk

kebolehjadian diketemukannya electron dalam atom. Sedangkan untuk

menyatakan arah perputaran elektron pada sumbunya para ahli menggunakan

bilangan kuantum spin (s).

A. Bilangan kuantum utama (n)

“Bilangan kuantum utama (n) menentukan besarnya tingkat energi suatu

elektron yang mencirikan ukuran orbital. Bilangan kuantum utama ini pernah

diusulkan oleh Niels Bohr dan hanya disebut dengan bilangan kuantum saja”

Sudarmo Unggal(2006: 6).

Bilangan kuantum utama (n) mewujudkan lintasan elektron dalam atom.

n mempunyai harga 1, 2, 3, .....

Lambang dari bilangan kuantum utama adalah “n” (en kecil). Bilangan

kuantum utama menyatakan kulit tempat ditemukannya elektron yang

dinyatakan dalam bilangan bulat positif. Nilai bilangan itu di mulai dari 1, 2, 3

dan seterusnya.

Jenis kulit-kulit dalam konfigurasi elektron dilambagkan dengan huruf K,

L, M, N dan seterusnnya. Kulit yang paling dekat dengan inti adalah kulit K dan

bilangan kuantum kulit ini = 1. Kulit berikutnya adalah L yang mempunyai

bilangan kuantum utama = 2 dan demikian seterusnya untuk kulit-kulit

berikutnya. Untuk lebih jelasnya coba perhatikan tabel di bawah ini:

Tabel 1: Hubungan jenis kulit dan nilai bilangan kuantum utama.

Jenis Kulit Nilai (n)

K 1

L 2

M 3

N 4

\

Dari tabel di atas terlihat bahwa bilangan kuantum utama berhubungan

dengan kulit atom sehingga bilangan kuantum utama dapat digunakan untuk

menentukan ukuran orbit (jari-jari) berdasarkan jarak orbit elektron dengan inti

atom. Kegunaan lainnya adalah untuk dapat mengetahui besarnya energi

potensial elektron. Semakin dekat jarak orbit dengan inti atom maka kekuatan

ikatan elektron dengan inti atom semakin besar, sehingga energi potensial

elektron tersebut semakin besar.

n = 1 sesuai dengan kulit K

n = 2 sesuai dengan kulit L

n = 3 sesuai dengan kulit M

dan seterusnya

Tiap kulit atau setiap tingkat energi ditempati oleh sejumlah elektron.

Jumlah elektron maksimmm yang dapat menempati tingkat energi itu harus

memenuhi rumus Pauli = 2n2.

Contoh: kulit ke-4 (n=4) dapat ditempati maksimum= 2 x 42 elektron = 32

elektron.

B. Bilangan kuantum azimuth (l)

Sudarmo Unggal(2006: 6) mengatakan bahwa “Mekanika gelombang

menunjukan bahwa setiap kulit (tingkat energi) tersusun dari beberapa subkulit

(sub tingkat energi) yang masing-maisng sub kulit tersebut dicirikan oleh

bilangan kuantum azimut yang diberi lambang “l”. Nilai bilangan kuantum ini

menentukan bentuk orbital dan besarnya momentum sudut elektron. Misalnya

setiap elektron dengan harga l = 0 akan mempunyai bentuk orbital seperti bola

yang berarti kebolehjadian (probabilitas) untuk menemukan elektron dari inti

atom kesegala arah akan bernilai sama.

Bilangan kuantum azimut (l) menunjukkan sub kulit dimana elektron itu

bergerak sekaligus menunjukkan sub kulit yang merupakan penyusun suatu

kulit.

Bilangan kuantum azimuth mempunyai harga dari 0 sampai dengan (n-1)

untuk setiap n, dan menunjukan letak elektron dalam subkulit. Setiap kulit

terdiri dari subkulit (jumlah subkulit tidak sama untuk setiap elektron), dan

setiap subkulit dilambangkan berdasarkan pada harga bilangan kuantum azimut

(l).

n = 1 ; l = 0 ; sesuai kulit K

n = 2 ; l = 0, 1 ; sesuai kulit L

n = 3 ; l = 0, 1, 2 ; sesuai kulit M

n = 4 ; l = 0, 1, 2, 3 ; sesuai kulit N

dan seterusnya

Sub kulit yang harganya berbeda-beda ini diberi nama khusus:

Subkulit yang mempunyai harga l = 0 ; diberi lambang s (s = sharp)

Subkulit yang mempunyai harga l = 1 ; diberi lambang p (p = principle)

Subkulit yang mempunyai harga l = 2 ; diberi lambang d (d = diffuse)

Subkulit yang mempunyai harga l = 3 ; diberi lambang f  (f = fundamental)

Lambang s, p, d dan f diambil dari nama spektrum yang dihasilkan oleh

logam alkali dari Li sampai dengan Cs yang terdiri dari empat deret, yaitu tajam

(sharp). Utama (principal), kabur (diffuse) dan dasar (fundamental). Untuk

harga l selanjutnya (jika mungkin) digunakan lambang huruf berikutnya, yaitu

g, h, i, dan seterusnya. Agar lebih jelas dalam pengelompokannya dibawah ini

menunjukan keterkaitan jumlah kulit dengan banyaknya subkulit serta jenis

subkulit dalam suatu atom.

Tabel 2 : Hubungan subkulit sejenis dalam kulit yang berbeda pada atom.

Kulit Bilangan kuantum

utama (n)

Bilangan kuantum

azimut yang

mungkin

Jenis

subkulit

Jumlah

subkulit

K 1 0 1s 1

L 2 0 2s 2

1 2p

M 3

0 3s

31 3p

2 3d

N 4

0 4s

4

1 4p

2 4d

3 4f

C. Bilangan kuantum magnetik (m)

Bilangan kuantum magnetik (m) mewujudkan adanya satu atau beberapa

tingkatan energi di dalam satu sub kulit. Bilangan kuantum magnetik (m)

mempunyai harga (-l) sampai harga (+l).

Bilangan kuantum magnetik menyatakan orbital tempat ditemukannya

elektron pada subkulit tertentu dan arah momentum sudut elektron terhadap inti.

Sehingga nilai bilangan kuantum magnetik berhubungan dengan bilangan

kuantum azimut dan bernilai dari - l hingga + l (l = nilai bilangan kuantum

azimutnya). Bilangan kuantum magnetik menentuka arah orientasi dari orbital

didalam ruang relatif terhadap orbital yang lain. Dengan demikian untuk setiap

satu subkulit terdapat beberapa orbital yang dicirikan dengan nilai m.

Misalnya subkulit s mempunyai nilai l = 0 maka bilangan kuantum

magnetiknya (m) = 0. Angka nol ini melambangkan satu-satunya orbital yang

ada pada subkulit s. Sub kulit p mempunyai nilai l = 1 maka bilangan kuantum

magnetiknya = - 1, 0, +1. Angka-angka tersebut melambangkan 3 orbital yang

ada pada subkulit p. Subkulit d mempunyai nilai l = 2 maka bilangan kuantum

magnetiknya = - 2, - 1, 0, + 1, + 2. Angka-angka tersebut melambangkan 5

orbital yang ada pada subkulit d dan demikian seterusnya.

Tabel 3 : Hubungan bilangan kuantum azimut dengan bilangan kuantum

magnetik.

Bilangan

Kuantum

Azimut

Tanda

Orbital

Bilangan Kuantum

Magnetik

Gambaran

Orbital

Jumla

h

Orbital

0 S 0 1

1 P -1, 0, +1 3

2 D -2, -1, 0, +1, +2 5

3 F -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 7

Dari tabel di atas terlihat bahwa nilai magnetik (m) diantara - l sampai + l

(l = bilangan kuantum azimut). Nilai bilangan kuantum magnetik suatu elektron

tergantung pada letak elektron tersebut dalam orbital. Nama-nama kotak di atas

sesuai dengan bilangan kuantum magnetiknya. Dan perlu diingat juga dengan

mengabaikan tanda -/+ maka nilai m tidak mungkin lebih besar dari nilai l. 

D. Bilangan kuantum spin (s)

“Bilangan kuantum spin (s) merupakan bilangan kuantum yang terlepas

dari pengaruh momentum sudut. Hal itu berarti bilangan kuantum spin tidak

berhubungan secara langsung dengan tiga bilangan kuantum yang lain”

Sudarmo Unggal(2006: 6).

Bilangan kuantum spin bukan merupakan hasil dari penyelesaian

persamaan gelombang, tetapi didasarkan pada pengamatan Otto stern dan

Walter Gerlach terhadap spektrum yang dilewatkan pada medan magnet, dan

ternyata didapatkan dua spektrum yang terpisah dengan kerapatan yang sama.

Kesimpulan yang diperoleh bahwa terjadinya pemisahan garis spektrum oleh

medan magnet dimungkinkan karena elektron-elektron tersebut selama

mengelilingi inti berputar pada sumbunya dengan arah yang berbeda. Dapat

diandaikan bumi berotasi pada sumbunya selama mengelilingi matahari.

Berdasarkan hal tersebut diudulkan adanya bilngan kuantum spin untuk

menandai arah putaran (spin) elektron pada sumbunya. Setiap elektron dapat

brputar pada sumbunya sesuai dengan arah jarum jam atau berlawanan dengan

jarum jam, maka probabilitas elektron berputar searah jarum jam adalah ½ , dan

probabilitas berputar berlawanan dengan jarum jam juga mempunyai harga ½.

Untuk membedakan arah putarannya maka diberi tanda negatif dan positif. Jadi,

harga bilangan kuantum spin yaitu – ½ atau + ½.

Bilangan kuantum spin (s) menunjukkan arah perputaran elektron pada

sumbunya.  Dalam satu orbital, maksimum dapat beredar 2 elektron dan kedua

elektron ini berputar melalui sumbu dengan arah yang berlawanan, dan masing-

masing diberi harga spin +1/2 atau -1/2.

Pertanyaan:

Bagaimana menyatakan keempat bilangan kuantum dari elektron 3s1 ?

Jawab:

Keempat bilangan kuantum dari kedudukan elektron 3s1 dapat dinyatakan

sebagai, n= 3 ; l = 0 ; m = 0 ; s = +1/2 ; atau -1/2

Tabel 4 : Hubungan ke empat bilangan kuantum.

Kuli

tNL M

Sub

kuli

t

Gambaran

Orbital

Jumla

h

Orbital

Jumlah Orbital

Maksimum

Subkuli

t

Kulit

K 1 0 0 1s 2 2

L

2 0 0 2s 1 2

81 -1, 0, +1 2p 3 6

M

3 0 0 3s 1 2

181 -1, 0, +1 3p 3 6

2 -2, -1, 0, +1, +2 3d 5 10

N

4 0 0 4s 1 2

32

1 -1, 0, +1 4p 3 6

2 -2, -1, 0, +1, +2 4d 5 10

3 -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 4f 7 14

2. Azas Larangan Pauli

Gambar 2 : Wolfgang Pauli (Pencetus Azas Larangan Pauli)

Dengan adanya bilangan kuantum, suatu elektron mempunyai posisi

ruang yang berbeda dari yang lainnya. Pada tahun 1925, seorang Ilmuan dari

Austria, Wolfgang Pauli mengemukakan teori yang dikenal dengan nama azas

larangan pauli.

Menurut azas larangan pauli, dalam suatu sistem, baik atom atau molekul,

tidak terdapat dua elektron yang mempunyai keempat bilangan kuantum yang

sama. Hal ini berarti bahwa setiap orbital maksimum hanya dapat ditempati oleh

2 elektron.

Maka dari itu W. Pauli (1924) mengemukakan Azas Larangan Pauli

“Tidak boleh ada elektron dalam satu atom yang memiliki ke empat bilangan

kuantum yang sama”.

3. Fungsi Bilangan Kuantum

Keempat bilangan kuantum tersebut digunakan untuk menunjukkan letak

elektron terakhir (terluar) dari suatu atom. Dimulai dari letak kulit atom

(bilangan kuantum utama), subkulit atom (bilangan kuantum azimut), letak

orbital (bilangan kuantum magnetik) hingga perputaran elektronnya (bilangan

kuantum spin). Sehingga bilangan kuantum ini bersifat spesifik sesuai dengan

azas larangan pauli. Selanjutnya kita gabungkan keempat bilangan kuantum

tersebut untuk menentukan identitas suatu elektron. Agar dapat menentukan

dengan tepat maka kita harus paham dengan konfigurasi elektron dan diagram

orbital terlebih dahulu.

Berdasarkan beberapa bilangan kuantum diatas, agar dalam penerapannya

dapat mudah untuk dipahami maka dapat disimpulkan bahwa kedudukan suatu

elektron dalam suatu atom dinyatakan oleh empat bilangan kuantum, yaitu:

1)      Bilangan kuantum utama (n) menyatakan kulit utamanya.

2)      Bilangan kuantum azimuth (l) menyatakan subkulitnya.

3)      Bilangan kuantum magnetik (m) menyatakan orbitalnya.

4)      Bilangan kuantum spin (s) menyatakan spin atau arah rotasinya.

Ada beberapa hal yang perlu diperhatikan, yaitu:

a)      Sampai saat ini, elektron-elektron baru menempati subkulit-subkulit s, p, d,

dan f. Sedangkan subkulit g, h, dan i belum terisi elektron.

b)      Setiap kulit mengandung subkulit sebanyak nomor kulit dan dimulai dari

subkulit yang paling sedikit orbitalnya. Kulit pertama hanya mengandung

subkulit s; kulit ke-2 mengandung s dan p; kulit ke-3 mengandung subkulit s, p,

dan d; dan seterusnya.

Tabel 5 : Pembagian Kulit Kulit dalam Atom

Nomor Kulit Jumlah Subkulit Jumlah Orbital Elektron Maksimum

Kulit ke-1 (K) S 1 orbital 2 elektron

Kulit ke-2 (L) s, p 4 orbital 8 elektron

Kulit ke-3 (M) s, p, d 9 orbital 18 elektron

Kulit ke-4 (N) s, p, d, f 16 orbital 32 elektron

Kulit ke-5 (O) s, p, d, f, g 25 orbital 50 elektron

Kulit ke-6 (P) s, p, d, f, g, h 36 orbital 72 elektron

Kulit ke-7 (Q) s, p, d, f, g, h, i 49 orbital 98 elektron

Kulit ke-n n buah subkulit n2 orbital 2n2 elektron

Sebagai contoh konfigurasi elektron dan diagram orbital dari sulfur (S) seperti

di bawah ini :

Untuk menentukan bilangan kuantum dari elektron terakhirnya kita cukup

memperhatikan subkulit terluarnya yakni 3p :

Elektron tersebut terletak pada kulit 3 berarti bilangan kuantum utamanya

(n) = 3. Terletak di subkulit p berarti bilangan kuantum azimutnya (l) = 1.

Sedangkan untuk menentukan bilangan kuantum magnetiknya kita perlu

menamai tiap-tiap orbital dalam subkulit 3p tersebut yakni angka yang berwarna

hijau. Sesuai dengan diagram di atas maka nilai bilangan kuantum magnetiknya

(m) = - 1. Dan karena tanda panahnya ke bawah maka bilangan kuantum

spinnya (s) = - ½ .