AROMATIS

STRUKTUR ATOM, SISTEM PERIODIK UNSUR DAN IKATAN KIMIA

STRUKTUR ATOM

Perkembangan Teori Atom

1. Teori atom Dalton (1805)

2. Teori atom Thomson (1903)

3. Teori atom Rutherford (1911)

4. Teori atom Bohr (1914)

5. Teori atom Mutakhir berdasarkan Mekanika Kuantum

awan elektron

inti

Teori Atom Modern

Model Atom Mekanika Kuantum / Model Atom Mutakhir,berdasarkan pendapat-pendapat :

1. Max Planck, dalam teori kuantum :

“ gelombang elektromagnet harus dipandang sebagai gelombang dan partikel “ (partikel radiasi elektromagnet oleh Einstein disebut foton)

2. Louis de Broglie , pada 1923 :

mengajukan hipotesis, bahwa elektron dalam atom dapat dipandang sebagai partikel dan sebagai gelombang (yang terbukti kebenarannya)

3. C. Davidson dan L . H. Germer di AS pada 1927, membuktikan kebenaran hipotesis Louis de Broglie, bersamaan dengan G . P . Thomson di Inggris, menemukan sifat gelombang dari elektron (elektron memberi sifat difraksi sama seperti sinar – X). Selanjutnya sifat gelombang dari elektron ini digunakan pada mikroskop elektron, mikroskop dengan daya pembesarnya sangat besar.

4. Werner Heisenberg, (akibat adanya pendapat sifat dualitas elektron), mengajukan azas ketidak pastian yang mengatakan bahwa : “ tidak mungkin menentukan kecepatan sekaligus posisi elektron dalam ruang, yang dapat ditentukan adalah kebolehjadian (probabilitas) menemukan elektron pada jarak tertentu dari inti “. Daerah di sekitar inti dengan kebolehjadian menemukan elektron disebut “ ORBITAL “

5. Erwin Schrodinger , 1926, ahli fisika dari Austria, berhasil merumuskan persamaan gelombang yang menggambarkan orbital.

Setiap orbital mempunyai bentuk dan energi tertentu.

Ø satu atau beberapa orbital dengan tingkat energi yang sama membentuk sub-kulit

Ø satu atau lebih sub-kulit dengan tingkat energi yang mirip membentuk kulit atom

kulit rumah kos

sub – kulit kamar

sub – subkulit (orbital) tempat tidur

Diperlukan tiga bilangan kuantum untuk menyatakan posisi suatu orbital, yaitu :

1. bilangan kuantum utama (n)

2. bilangan kuantum azimuth ( l )

3. bilangan kuantum magnetik (ml atau m)

Kedudukan elektron dinyatakan oleh bilangan kuantum keempat yaitu bilangan kuantum spin (ms atau s)

BILANGAN KUANTUM UTAMA (n) / principal quantum number

menyatakan kulit tempat elektron berada ; kulit K (n = 1) kulit L (n = 2) kulit M (n = 3) kulit N (n = 4) kulit O (n = 5) kulit P (n = 6) kulit Q (n = 7)

BILANGAN KUANTUM AZIMUTH ( l ) bilangan kuantum momentum sudut

Ø menyatakan sub – kulit (sub – tingkat energi) tempat elektron berada

Ø menyatakan bentuk orbital

Ø nilainya tergantung pada nilai bilangan kuantum utama (n) , yaitu : l = 0 – (n – 1)

Bilangan Kuantum Utama *(n)*	Bilangan Kuantum Azimuth *( l )*
1	0
2	0 , 1
3	0 , 1 , 2
4	0, 1 , 2 , 3
5	0, 1 , 2 , 3 , 4
6	0 , 1 , 2 , 3 , 4 , 5
7	0 , 1 , 2 , 3 , 4 , 5 , 6

Sub – kulit dengan harga tertentu, dinyatakan dengan lambang (huruf) :

l = 0 , s (sharp)

l = 1 , p (principal)

l = 2 , d (diffuse)

l = 3 , f (fundamental)

Untuk membedakan sub – kulit dengan bilangan kuantum azimuth sama dari masing-masing kulit perhatikan tabel berikut :

Kulit	nilai n	nilai l	Sub - kulit	å_sub-kulit
K	1	0	1s	1
L	2	0 , 1	2s , 2p	2
M	3	0 , 1 , 2	3s , 3p , 3d	3
N	4	0 , 1 , 2 , 3	4s , 4p , 4d , 4f	4

\å sub – kulit = nomor bil. kuantum utama

BILANGAN KUANTUM MAGNETIK (ml atau m) / bilangan kuantum orientasi orbital / magnetic quantum number

Ø menyatakan orbital khusus yang ditempati elektron pada sub – kulit

Ø menyatakan orientasi khusus dari orbital itu dalam ruang relatif terhadap inti

Ø menggambarkan jumlah orbital

Ø nilainya bergantung pada nilai bilangan kuantum azimuth ( l ) ; m = - l s.d. + l

Jumlah orbital :

l sub – kulit m jumlah 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

BILANGAN KUANTUM SPIN (s) / gasing

Uhlenbeck dan Gouldsmit (1925) mengemukakan bahwa elektron memiliki momen magnetik sehingga elektron berputar pada sumbunya pada waktu mengelilingi inti .

Ø menggambarkan arah perputaran elektron dalam satu orbital

s = +1/2 dilukiskan : , searah jarum jam

s = -1/2 dilukiskan : ¯ , berlawanan arah jarum jam

satu orbital berisi 2 buah elektron : ¯

Bentuk dan Orientasi Orbital-orbital

bentuk orbital tergantung pada bilangan kuantum azimuth ( l ) atau jenis sub – kulit

1. bentuk dan orientasi orbital s

berbentuk simetris bola

2. bentuk dan orientasi orbital p

berbentuk balon terpilin

3. bentuk dan orientasi orbital d

berbentuk roset

KONFIGURASI ELEKTRON

Konfigurasi elektron : menggambarkan penyebaran / susunan elektron dalam atom

1. metode tabel :

₂₀Ca = 2) 8) 8) 2)

2. metode eksponen :

₂₀Ca = 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s²

3. metode diagram orbital :

₂₀Ca = ¯ ¯ ¯ ¯ ¯ ¯ ¯ ¯ ¯ ¯

1s 2s 2p 3s 3p 4s

atau dituliskan dengan cara seperti berikut :

Ø ¯ ¯ ¯ ¯ ¯ ¯ ¯ ¯ ¯ ¯

Ø ¯ ¯ ¯ ¯ ¯ ¯ ¯ ¯ ¯ ¯

Penulisan konfigurasi elektron memenuhi aturan-aturan berikut :

1. Prinsip AUFBAU (bahasa Jerman = meningkat)

elektron-elektron dalam suatu atom berusaha untuk menempati sub-kulit – sub-kulit yang berenergi rendah, jika sub-kulit yang berenergi lebih rendah sudah penuh, barulah elektron mengisi sub-kulit yang energinya lebih tinggi

2s 2p

3s 3p 3d

4s 4p 4d 4f

5s 5p 5d 5f

6s 6p 6d

7s 7p

s s ps ps dps dps fdps fdps - dihapalin -

2. Aturan HUND / Prinsip Penggandaan Maksiumum (oleh Friedrich Hund 1894 – 1968 pada tahun 1930) :

aturan ini merupakan aturan kelipatan maksimum, dan yang didasarkan atas data spektroskopi, mengatakan bahwa :

A. pada pengisian elektron ke dalam orbital-orbital yang tingkat energinya sama (misalnya: untuk ketiga orbital p atau kelima orbital d) sebanyak mungkin elektron berada dalam keadaan tidak berpasangan

B. jika dua elektron terdapat dalam dua orbital yang berbeda , maka energi terendah dicapai jika spinnya sejajar

contoh :

p² ditulis :

p⁴ ditulis : ¯

d⁵ ditulis :

d⁸ ditulis : ¯ ¯ ¯

3. Azas Larangan Pauli / Prinsip Eksklusi Pauli / Pauli Exclusion Principle (Pauli ; 1925)

Wolfgang Pauli lahir di Vienna, memperoleh Ph. D di Univ. Munich tahun 1921, menerima hadiah Nobel dalam bidang Fisika 1945 mengemukakan bahwa : dalam suatu sistem, baik atom atau molekul, tidak terdapat dua elektron yang mempunyai keempat bilangan kuantum yang sama. hal ini berarti bahwa tiap orbital hanya dapat ditempati maksimal oleh dua elektron

dua elektron dalam satu orbital mempunyai tiga bilangan kuantum sama yaitu bilangan kuantum utama, azimuth dan magnetik

Susunan Penuh dan Setengah Penuh

Konfigurasi elektron unsur-unsur gas mulia, unsur-unsur yang paling stabil,stabilitas disebabkan oleh :

1. sub-kulit terisi penuh (He dan Ne)

2. sub-kulit terisi setengah-penuh

Perhatikan konfigurasi elektron unsur yang berakhir dengan d⁴ atau d⁹

Konfigurasi elektron unsur dengan no. atom 24 & 29 menurut aturan AUFBAU :

₂₄Cr : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ ¯

4s 3d

₂₉Cu : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ ¯ ¯ ¯ ¯ ¯

4s 3d

Konfigurasi yang sesuai dengan sifat Cr dan Cu

₂₄Cr : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶

4s 3d

₂₉Cu : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ ¯ ¯ ¯ ¯ ¯

4s 3d

konfigurasi di atas hanya pada golongan transisi

Latihan Soal :

1. Tuliskan konfigurasi elektron :

a. ₉F b. ₂₂Ti c. ₈O^2- d. ₁₇Cl^- e. ₂₀Ca²⁺ f. ₃₇Rb⁺

2. Berapa nomor atom unsur berikut ?

a. A = 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴

b. B = 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁸

c. C^2- = 1s² 2s² 2p⁶

d. D^- = 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴

e. E³⁺ = 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p²

f. F²⁺ = 1s² 2s² 2p⁶

3. Tentukan bilangan kuantum n dan l untuk elektron yang terdapat pada sub-kulit :

a. 2s b. 4p c. 5f d. 3d e. 2p

4. Tentukan harga keempat bilangan kuantum n , l , m dan s untuk elektron terakhir dari :

a. ₁₄Si b. ₂₇Co c. ₂₀Ca⁺ d. ₁₆S^2-

5. Berapa nomor atom unsur berikut yang mempunyai harga keempat bilangan kuantum dari elektron terakhir sebagai berikut :

a. atom x dengan n = 2 , l = 1 , m = 0 dan s = -1/2

b. atom y dengan n = 4 , l = 0 , m = 0 dan s = +1/2

c. atom z dengan n = 3 , l = 2 , m = +2 dan s = +1/2

SISTEM PERIODIK UNSUR

Penggolongan U . N . S . U . R

Golongan UTAMA / Gol. A

Golongan TRANSISI / Gol. B

Golongan UTAMA / Golongan A

Blok s terdiri dari :

a. golongan IA ns¹

b. golongan IIA ns²

Blok p terdiri dari :

a. golongan IIIA ns² np¹

b. golongan IVA ns² np²

c. golongan VA ns² np³

d. golongan VIA ns² np⁴

e. golongan VIIA ns² np⁵

f. golongan VIIIA ns² np⁶

Golongan TRANSISI / Golongan B

golongan IIIB ns² (n – 1)d¹

golongan IVB ns² (n – 1)d²

golongan VB ns² (n – 1)d³

golongan VIB ns² (n – 1)d⁴

blok d

golongan VIIB ns² (n – 1)d⁵

golongan VIIIB ns² (n – 1)d⁶

ns² (n – 1)d⁷

ns² (n – 1)d⁸

golongan IB ns¹ (n – 1)d¹⁰

golongan IIB ns² (n – 1)d¹⁰

golongan LANTANIDA ( 4f )

blok f

golongan AKTINIDA (5f)

Latihan Soal :

1. Tentukan golongan dan periode dari unsur-unsur berikut :

a. ₁₄Si f. ₂He

b. ₂₂Ti g. ₂₇Co

c. ₁₉K h. ₂₈Ni

d. ₃₅Br i. ₂₉Cu

e. ₅₈Ce j. ₃₀Zn

2. Tentukan golongan dan periode untuk ion dan atom netral yang mempunyai konfigurasi elektron berikut :

a. P^2- : 1s² 2s² 2p⁶

b. Q³⁺ : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p²

c. R : 1s² 2s² 2p⁵ 3s¹

d. S : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d¹⁰ 4p³

IKATAN KIMIA

Ikatan Hidrogen

Ikatan antar molekul dari senyawa kovalen yang sangat polar

Ada 3 senyawa yang mempunyai ikatan hidrogen, yaitu :

HF , H₂O dan NH₃

1. Pembentukan Ikatan Hidrogen

molekul H – F ikatan hidrogen

d+ d- d+ d- d+ d-

H – F ……… H – F ……… H – F

d+ d- d+ d- d+ d-

H – F ……… H – F …….. H – F

terdapat juga pada : R – OH (C kecil)

R – NH₂

2. Pengaruh ikatan hidrogen pada titik didih

Titik didih suatu zat dipengaruhi oleh :

A. Mr

B. Ikatan antar molekul

Adanya ikatan hidrogen, menyebabkan titik didih lebih besar

Bandingkan titik didih:

1. HF , HCl , HBr , HI

2. H₂O , H₂S , H₂Se , H₂Te

Ikatan Van der Waals

Ikatan (yang sangat lemah) yang terjadi pada molekul-molekul non-polar , karena adanya gaya tarik menarik yang lemah

Mekanismenya :

1. Adanya gaya tarik menarik antar molekul yang mempunyai perbedaan kelektronegatifan (adanya dipol) walaupun kecil

contoh :

CH₄ , perbedaan keelektronegatifan C – H = 0,4

d- d+ d- d+ d- d+

– C – H ……… C – H ……… C – H

ikatan kovalen ikatan Van der Waals

ikatan seperti ini, terjadi pada senyawa hidrokarbon

Ø Mr makin besar, maka ikatannya makin kuat

Ø senyawa-senyawa yang mempunyai ikatan Van der Waals akan mempunyai td yang sangat kecil, sehingga mudah menguap pada suhu kamar

2. Ikatan yang terjadi antar molekul dari senyawa yang mempunyai perbedaan keelektronegatifan (dipol) dengan molekul lain yang tidak ada perbedaan keelektronegatifan tetapi mempunyai pasangan elektron bebas

contoh :

ikatan antara H₂O dengan O₂

d+ d- ……………

dipol awan elektron

menjadi :

d+ d- …………… d+ d-

dipol dipol sesaat

ikatan Van der Waals

3. Ikatan yang terjadi antar molekul dari senyawa dengan perbedaan keelektronegatifan nol (tidak punya dipol), terjadi pada molekul-molekul diatomik

Ditemukan oleh Fritz London (1932) = gaya London / gaya dispersi

……………

awan elektron awan elektron

d+ d- ……….. d+ d-

dipol sesaat dipol sesaat

ikatan Van der Waals

“ makin banyak elektron, ikatan makin kuat “

Tabel : Titik didih molekul diatomik

RUMUS	JUMLAH ELEKTRON	td (^oC)
H₂	2	-253
N₂	14	-196
O₂	16	-183
Cl₂	34	-35

Bagaimana td : F₂ , Cl₂ , Br₂ , I₂ , At₂ , bagaimana pula wujudnya ?

Beberapa Catatan :

Ikatan hidrogen juga terdapat dalam struktur protein , karbohidrat dan asam nukleat.

KEMIRIPAN SIFAT UNSUR

Kemiripan sifat dalam satu golongan disebabkan adanya struktur elektron yang sama dalam kulit terluar (elektron valensi). Perbedaan sifat dalam golongan disebabkan perbedaan dalam ukuran atomnya.

Kemiripan sifat unsur dapat dikelompokkan dalam kemiripan vertikal , kemiripan horizontal dan kemiripan diagonal.

A. Kemiripan Vertikal

dalam satu golongan unsur-unsur mempunyai sifat yang mirip, karena mempunyai elektron valensi yang sama banyak

B. Kemiripan horisontal

ada unsur-unsur dalam satu periode yang sifatnya mirip, misal : unsur transisi, teristimewa

triade besi : Fe , Co , Ni

triade platina ringan : Ru , Rh , Pd

triade platina berat : Os , Ir , Pt

Hal ini dapat dijelaskan dengan jari-jari atom yang hampir sama besarnya

C. Kemiripan Diagonal

Terbatas pada bagian atas sebelah kiri Sistem Periodik Unsur

misal :

Li dan Mg

Kedua unsur ini mempunyai kelektronegatifan , jari-jari atom dan jari-jari ion yang mirip. Oleh karena itu kedua unsur ini memiliki sifat yang mirip

(i). Litium dan magnesium dapat membentuk nitrida jika terbakar dalam nitrogen. Nitrida ini dapat bereaksi dengan air menghasilkan amonia 6Li_(s) + N_2(g) ® 2Li₃N_(s) 3Mg_(s) + N_2(g) ® Mg₃N_2(s) Li₃N_(s) + 3H₂O_(l) ® 3LIOH_(aq) + NH_3(g) Mg₃N_2(s) + 6H₂O_(l) ® 3Mg(OH)_2(s) + 2NH_3(g)

(ii). Banyak garam litium dan magnesium tidak melarut dalam air. Dalam hal ini sifat litium berbeda dari unsur alkali lainnya. Litium klorida dan magnesium klorida dapat melarut dalam pelarut organik yang menunjukkan bahwa kedua garam ini cenderung bersifat kovalen.

Kemiripan diagonal juga dimiliki oleh berillium dan aluminium serta boron dan silikon. Jadi ada tiga macam kemiripan diagonal.

Li mempunyai sifat yang mirip dengan Mg

Be mempunyai sifat yang mirip dengan Al

B mempunyai sifat yang mirip dengan Si

Bilangan oksidasi unsur-unsur ini sesuai dengan golongannya, tetapi sifat asam-basanya, dan sifat fisiknya menunjukkan kemiripan sifat secara diagonal

Li Be B C

Na Mg Al Si

SIFAT UNSUR PERTAMA SETIAP GOLONGAN

Unsur pertama setiap golongan dalam blok s dan p memiliki sejumlah sifat fisika dan sifat kimia yang sering berbeda dari unsur lain dalam golongannya. Sifat yang berbeda ini terutama disebabkan oleh ukuran atom yang lebih kecil, energi ionisasi besar, keelektronegatifan besar, sehingga pada umumnya senyawanya lebih kovalen. Dalam golongan nitrogen dan halogen unsur pertama masing-masing nitrogen dan oksigen pada suasana normal berupa gas diatomik. Unsur lainnya berupa padatan dan dapat berbentuk alotrop.

Sebagai ikhtisar :

a. kemiripan sifat disebabkan konfigurasi elektron terluar yang sama

b. adanya gradasi sifat dari atas ke bawah dalam satu golongan, karena perubahan dalam harga keelektronegatifan

c. anggota pertama dari setiap golongan biasanya menunjukkan sifat anomali, karena mempunyai kelektronegatifan besar dan jari-jari kecil.

Beberapa Catatan tentang Konfigurasi Elektron

A. Dua cara menuliskan urutan sub-kulit

Ada dua cara menuliskan konfigurasi elektron skandium (Z = 21), yaitu :

1. 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 4s² 3d¹

2. 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹ 4s²

Kedua cara tersebut sama dan sesuai dengan asas Aufbau. Menurut cara (1), sub-kulit – sub-kulit ditulis sesuai dengan urutan tingkat energinya. Pada cara (2) , sub-kulit – sub-kulit dari kulit yang sama dikumpulkan, kemudian diikuti sub-kulit dari kulit berikutnya.

B. Menyingkat penulisan konfigurasi elektron dengan menggunkan konfigurasi elektron gas mulia terdahulu

Bandingkan konfigurasi elektron Ne dengan Na

Ne (Z = 10) : 1s² 2s² 2p⁶

Na (Z = 11) : 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

Konfigurasi elektron Na sama dengan konfigurasi elektron Ne ditambah dengan 3s¹. Oleh karena itu, konfigurasi elektron Na dapat ditulis sebagai berikut :

Na (Z = 11) : (Ne) 3s¹

C. Konfigurasi elektron ion

Ion tunggal yang bermuatan +x terbentuk dari atom netralnya dengan melepas x elektron. Elektron yang dilepas adalah elektron dari kulit terluar.

Al (Z = 13) : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹

Al³⁺ : 1s² 2s² 2p⁶

Sc (Z = 21) : (Ar) 3d¹ 4s²

Sc³⁺ : (Ne) 2s² 2p⁶

Fe (Z = 26) : (Ar) 3d⁶ 4s²

Fe²⁺ : (Ar) 3d⁶

Fe³⁺ : (Ar) 3d⁵

Ion tunggal yang bermuatan –x terbentuk dari atom netralnya dengan menyerap x elektron. Elektron yang diserap itu mengisi dari sub-kulit terluar yang belum penuh.

Cl (Z = 17) : (Ne) 3s² 3p⁵

Cl^- : (Ne) 3s² 3p⁶

S (Z = 16) : (Ne) 3s² 3p⁴

S^2- : (Ne) 3s² 3p⁶

Bentuk dan orientasi orbital f

Penggolongan unsur:

Nama Golongan	Konfigurasi Elektron terluar	Lambang Golongan menurut
		CASG	IUPAC 1985
Alkali	ns¹	IA	1
Alkali Tanah	ns²	IIA	2
Transisi	(n – 1)d¹ ns²	IIIB	3
Transisi	(n – 1)d² ns²	IVB	4
Transisi	(n – 1)d³ ns²	VB	5
Transisi	(n – 1)d⁵ ns¹	VIB	6
Transisi	(n – 1)d⁵ ns²	VIIB	7
Transisi	(n – 1)d⁶ ns²	VIIIB	8
Transisi	(n – 1)d⁷ ns²	VIIIB	9
Transisi	(n – 1)d⁸ ns²	VIIIB	10
Transisi	(n – 1)d¹⁰ ns¹	IB	11
Transisi	(n – 1)d¹⁰ns²	IIB	12
Boron	ns² np¹	IIIA	13
Karbon	ns² np²	IVA	14
Nitrogen	ns² np³	VA	15
Oksigen	ns² np⁴	VIA	16
Halogen	ns² np⁵	VIIA	17
Gas Mulia	ns² np⁶	VIIIA	18

Golongan Unsur berdasarkan Blok :

Unsur-unsur blok s ns ^{1 , 2}

Unsur-unsur blok p ns² np ^{1 – 6}

Unsur-unsur blok d (n – 1) d^{1 – 10}

Unsur-unsur blok f (n – 2) f ^{1 – 14} (n – 1) d¹ ns²

blok s

blok p

blok d

3d 4p

4d 5p

5d 6p

blok f

Keelektronegatifan sifat ASAM – BASA

Karena jari-jari atom dan keelektronegatifan, maka kekuatan dan perubahan kekuatan asam dan basa dari unsur-unsur dalam golongan yang sama dapat diharapkan menunjukkan perubahan yang periodik pula.

Unsur-unsur yang terletak pada golongan yang sama jari-jari ionnya makin ke bawah makin bertambah besar sedangkan keelektronegatifan makin berkurang. Kedua perubahan ini menyebabkan ikatan unsur-unsur golongan VIA dan VIIA dengan unsur hidrogen makin ke bawah makin lemah, sehingga sifat asamnya makin ke bawah semakin kuat.

Contoh : HF < HCl < HBr < HI

Untuk asam-asam yang beroksigen (asam-asam oksi) dengan rumus HXO, kekuatan asamnya semakin bertambah jika keelektronegatifan X – nya bertambah

Contoh : HClO > HBrO > HIO

Untuk asam-asam dengan jumlah oksigennya lebih dari satu, kekuatan asamnya semakin bertambah jika jumlah atom oksigennya bertambah banyak.

Contoh : HClO₄ > HClO₃ > HClO₂ > HclO

Sifat logam dan bukan logam

Sifat logam dan bukan logam didasarkan mudah sukarnya atom unsur melepaskan/mengikat elektron

# unsur cenderung melepaskan elektron , maka LOGAM

# unsur cenderung menangkap elektron , maka NON LOGAM

dari kiri ke kanan :

sifat logam makin berkurang , semakin non logam

LOGAM - METALOID - NON LOGAM

dari atas ke bawah :

sifat logam makin bertambah

AROMATIS

Jumat, 10 Juli 2020

Anies Baswedan : Utamakan karakter dalam pendidikan

Rabu, 08 Juli 2020

Anggrekku dari masa ke masa

Empati – PSA Indonesia

Hentikan kekerasan! Remaja juga bisa - PSA Indonesia

Beberapa anggapan orang tua terhadap sekolah, Tempat Penitipan Anak, Ben...

Selasa, 23 September 2014

Tabel Periodik Unsur

Materi Struktur Atom Kelas XI Program IPA

STRUKTUR ATOM

Teori Atom Modern

Bentuk dan Orientasi Orbital-orbital

KONFIGURASI ELEKTRON

Susunan Penuh dan Setengah Penuh

SISTEM PERIODIK UNSUR

Penggolongan U . N . S . U . R

Golongan TRANSISI / Golongan B

IKATAN KIMIA

Ikatan Hidrogen

Ikatan antar molekul dari senyawa kovalen yang sangat polar

Ikatan Van der Waals

Keelektronegatifan sifat ASAM – BASA

Mengenai Saya