01. STRUKTUR ATOM

A. Pengenalan Dasar Struktur Atom

Partikel sub atom
Proton, neutron dan elektron

	massa relatif	muatan relatif
proton	1	+1
neutron	1	0
elektron	1/1836	-1

Nukleus
Nukleus berada di tengah atom; ia mengandung proton dan neutron. Kumpulan proton dan neutron disebut juga nukleon.

Pada hakekatnya, seluruh massa atom berpusat di nukleus, karena massa elektron sangat kecil.

Memahami jumlah proton dan neutron

Jumlah proton = NOMOR ATOM dari atom

Nomor atom sering disebut juga nomor proton.

Jumlah proton + Jumlah neutron = NOMOR MASSA dari atom

Nomor massa disebut juga nomor nukleon.

Informasi nomor atom dan nomor massa biasanya disingkat dalam bentuk :

Berapa banyaknya proton dan neutron yang dimiliki oleh atom tersebut di atas?

Nomor atom merupakan jumlah proton (9) dan nomor massa merupakan jumlah proton + neutron (19). Jika atom terdiri dari 9 proton, maka akan ada 10 neutron sehingga total keseluruhannya 19.

Nomor atom menandakan posisi dari suatu elemen pada tabel periodik dan karenanya jumlah proton memberitahukan elemen apa yang kita maksudkan. Jadi, jika atom memiliki 8 proton (nomor atom = 8), ini pasti oksigen. Jika atom memiliki 12 proton (nomor atom= 12), ini pasti magnesium.

Begitu juga, setiap atom klor (nomor atom = 17) memiiki 17 proton, dan setiap atom uranium (nomor atom = 92) memiliki 92 proton.

Isotop

Banyaknya neutron di dalam sebuah atom bisa bervariasi dalam skala kecil. Sebagai contoh, ada tiga variasi atom ¹²C, ¹³C, ¹⁴C. Mereka seluruhnya memiliki jumlah proton yang sama, tetapi jumlah neutronnya berbeda.

	proton	neutron	nomor massa
Karbon-12	6	6	12
Karbon-13	6	7	13
Karbon-14	6	8	14

Atom-atom ini disebut isotop, yaitu atom-atom yang memiliki nomor atom yang sama tetapi nomor massa yang berbeda. Mereka memiliki jumlah proton yang sama tetapi jumlah neutron yang berbeda.

Variasi jumlah neutron tidak mengubah reaksi kimia dari karbon.

Elektron

Memahami jumlah elektron

Atom bermuatan netral. Ke-positif-an proton diseimbangkan dengan ke-negatif-an elektron. Hal ini menunjukkan bahwa di dalam atom netral :

banyaknya elektron = banyaknya proton

Jadi, jika sebuah atom oksigen (nomor atom = memiliki 8 proton, ia pasti memiliki 8 elektron; jika atom klor (nomor atom=17) memiliki 17 proton, ia pasti memiliki 17 elektron.

Susunan dari elektron-elektron

Elektron-elektron berada pada jarak tertentu dari nukleus di dalam suatu rangkaian level yang disebut dengan level energi. Tiap level energi hanya dapat diisi elektron dalam jumlah tertentu. Level energi pertama (terdekat dengan nukleus) terdiri dari 2 elekton, level kedua 8, dan level ketiga juga akan penuh ketika terisi 8 elektron.

Level-level ini berada dalam jarak yang cukup jauh dari nukleus. Elektron-elektron akan selalu berada pada level energi serendah mungkin selama level tersebut belum terisi penuh.

Memahami susunan dari sebuah atom
* Lihatlah nomor atom dari tabel periodik. Yakinkan Anda memilih nomor yang benar di antara dua nomor yang diterakan. Nomor atom selalu lebih kecil dari nomor massa.
* Nomor atom merupakan jumlah proton, dan karenanya nomor atom memberitahukan kita juga jumlah elektron.
* Susunlah elektron-elektron dalam level-level energi, selalu isi level terdalam sebelum mengisi level luar.

contoh. mencari susunan dari atom klor
* Tabel periodik memberikan kita nomor atom 17
* Oleh karenanya atom klor terdiri dari 17 proton dan 17 elektron
* Susunan dari elektron-elektron tersebut adalah 2,8,7 ( 2 di level pertama, 8 di level kedua, dan 7 di level ketiga )

Susunan dari 20 elemen pertama

Setelah 20 elemen pertama ini kita akan memasuki elemen transisi tabel periodik.
Dua hal penting yang perlu diperhatikan

Jika kita melihat susunan dalam tabel periodik:

* Jumlah elektron pada tingkat terluar (atau kulit terluar) sama dengan nomor golongan. (Kecuali helium yang hanya memiliki 2 elektron. Gas Mulia biasa disebut dengan golongan O bukan golongan 8). Hal ini berlaku di seluruh golongan elemen pada tabel periodik (kecuali elemen-elemen transisi).
Jadi, jika kita mengetahui bahwa barium terletak pada golongan 2, berarti ia memiliki 2 elektron pada tingkat terluar; yodium merupakan golongan 7 yang berarti ia memiliki 7 elektron pada tingkat terluar.

* Gas mulia memiliki elektron penuh pada tingkat terluar.

Struktur dan diagram elektron

Dalam kimia dasar kita akan menemukan struktur elektronik dari hidrogen dan karbon, seperti gambar di bawah ini :

Lingkaran-lingkaran tersebut menggambarkan tingkat energi – yang sama dengan peningkatan jarak dari nukleus. Kita dapat membentangkan lingkaran tersebut dan menggambar struktur elektron tersebut dalam diagram elektron yang lebih sederhana.

Sebagai contoh, karbon dapat digambar sebagai berikut ini :

B. Orbital Atom

Apa itu orbital atom

Orbital dan orbit

Ketika planet bergerak mengitari matahari, kita dapat menggambarkan jalur yang ditempuh oleh planet itu yang disebut dengan orbit. Gambaran sederhana dari atom juga sama dengan fenomena tersebut dan kita dapat menggambar elektron-elektron yang mengorbit mengelilingi nukleus ( inti atom ). Walaupun sesungguhnya elektron-elektron tidak mengorbit pada jalur yang tetap melainkan mengorbit pada sebuah ruang yang disebut dengan orbital.

Orbit dan orbital terkesan sama, tetapi sebenarnya memiliki makna yang cukup berbeda. Kita perlu memahami perbedaan di antara keduanya.

Ketidakmungkinan penggambaran orbital elektron-elektron

Untuk menggambar suatu jalur kita perlu mengetahui secara pasti di mana objek tersebut berada dan ke arah mana objek itu bergerak. Sayangnya, kita tidak bisa melakukan hal tersebut untuk elektron-elektron.

Prinsip ketidakpastian Heisenberg menunjukkan bahwa kita tidak dapat mengetahui secara pasti di mana elektron itu berada dan ke arah mana elektron itu bergerak. Hal ini membuat kita tidak mungkin menggambarkan secara tepat jalur atau orbit dari elektron yang mengelilingi nukleus. Tetapi ada suatu cara lain yang bisa diterima untuk menggambarkan pergerakan elektron-elektron di sekitar nukleus.

Elektron hidrogen – orbital 1s

Bayangkan kita memiliki satu atom hidrogen dan menentukan posisi elektronnya pada suatu waktu tertentu. Segera sesudahnya, kita kembali menentukan posisi elektron ini, dan kita mendapati elektron itu sudah ada di posisi yang berbeda. Kita tidak mengerti bagaimana elektron ini berpindah dari posisi yang pertama ke posisi yang kedua.

Kita coba untuk terus mencari titik-titik posisi dari elektron tersebut, dan kita akan perlahan-lahan menemukan suatu gambaran 3 dimensi peta posisi dari elektron tersebut.

Dalam kasus elektron hidrogen, elektron dapat ditemukan di manapun di sekeliling nukleus. Diagram menunjukkan kemungkinan dari posisi elektron yang membentuk ruang wilayah yang mengelilingi nukleus.

Pada 95% dari hasil pengamatan, elektron dapat ditemukan dalam suatu ruang wilayah yang relatif dekat dengan nukleus. Wilayah dari ruang tersebut kita sebut dengan orbital.
Kita dapat beranggapan bahwa orbital merupakan suatu ruang wilayah di mana elektron itu bergerak di dalamnya.

Tiap orbital memilki nama :

Orbital yang dihuni oleh elektron hidrogen disebut dengan orbital 1s. Angka “1” menunjukkan bahwa orbital tersebut memiliki tingkat energi yang terdekat dengan nukleus. Huruf “s” menunjukkan bentuk dari orbital tersebut. Orbital s berbentuk bulat simetris yang mengelilingi nukleus.

Orbital di sebelah kiri merupakan orbital 2s. Bentuknya sama dengan orbital 1s kecuali ruang wilayahnya yang lebih jauh dari nukleus – di mana letaknya pada tingkat energi kedua.

Jika kita perhatikan secara seksama, kita dapat menemukan bahwa terdapat wilayah di mana rapat elektronnya lebih tinggi ( di mana titik-titiknya lebih pekat ) dekat dengan nukleus. “Kerapatan elektron” merupakan suatu istilah yang dipakai untuk memberitahukan kemungkinan kita dapat menemukan elektron pada posisi tertentu.

Elektron-elektron 2s ( dan juga 3s, 4s ) berada dalam posisi dekat dengan nukleus daripada yang mungkin kita bayangkan. Efek dari ini adalah pengurangan energi dari elektron dalam orbital s. Semakin dekat elektron dengan nukleus, semakin rendah energinya.

orbital p

Tidak semua elektron memiliki sifat seperti orbital s. Pada tingkat energi pertama, orbital hanya terdiri dari orbital 1s, tetapi ketika kita memasuki tingkat energi kedua, selain daripada orbital 2s, kita akan menemukan orbital 2p.

Orbital p berbentuk seperti 2 buah balon yang identik yang diikat di tengahnya. Gambar di sebelah kiri menunjukkan adanya titik yang membagi ruang wilayah. Perlu diingat, orbital menunjukkan 95% kemungkinan elektron itu berada.

Tidak seperti orbital s, orbital p memiliki arah tertentu – pertama yang mengarah ke atas dan yang mengarah ke bawah.

Pada tiap tingkat energi ada kemungkinan terdapat 3 orbital p yang arahnya saling tegak lurus satu sama lain. Arah dari tiap orbital p ini diberi simbol p_x, p_y dan p_z. x, y dan z merupakan koordinat dari orbital-orbital tersebut.

Orbital p pada tingkat energi kedua disebut dengan 2p_x, 2p_y dan 2p_z. Begitu juga pada orbital lainnya 3p_x, 3p_y dan 3p_z, maupun 4p_x, 4p_y dan 4p_z dan seterusnya.

Seluruh tingkat energi selain dari tingkat energi pertama memiliki orbital p. Pada energi level yang lebih tinggi bentuk dari balon akan semakin lonjong, yang berarti kemungkinan elektron berada akan semakin jauh dari nukleus.

orbital d dan f

Selain daripada orbital s dan p, terdapat dua bentuk orbital lainnya di mana elektron berada pada tingkat energi yang lebih tinggi. Pada tingkat energi ketiga, kita akan menemukan 5 bentuk dari orbital d ( dengan bentuk dan penamaan yang lebih rumit ), dan tentunya juga orbital 3s dan orbital 3p (3p_x, 3p_y dan 3p_z). Pada tingkat energi ketiga kita akan menemukan total 9 orbital.

Pada tingkat energi keempat, selain daripada orbital 4s , 4p dan 4d , kita juga akan menemukan tambahan 7 buah orbital f – dengan total 16 orbital. Orbital s, p, d dan f memiliki tingkat energi yang lebih tinggi.

Menempatkan elektron di orbital

Kita dapat membayangkan sebuah atom seperti sebuah istana – di mana nukleus berada pada lantai bawah tanah, kemudian tiap lantai terdiri dari kamar-kamar (orbital) yang akan ditempati oleh elektron-elektron. Lantai pertama hanya terdiri dari satu kamar ( yaitu orbital 1s ); lantai kedua terdiri dari 4 kamar ( orbital 2s, 2p_x, 2p_y dan 2p_z ); lantai ketiga terdiri dari 9 kamar ( satu orbital 3s, tiga orbital 3p dan 5 orbital 3d ) dan seterusnya. Tetapi kamar-kamar tersebut tidaklah besar. Tiap orbital hanya dapat ditempati oleh 2 elektron.

Cara yang lazim digunakan untuk menggambarkan orbital yang dihuni oleh elektron adalah dengan cara ” kotak-kotak elektron “.

“Kotak-kotak elektron”

Orbital dapat diwakili oleh kotak dan atom digambarkan sebagai anak panah. Anak panah ke atas dan anak panah ke bawah digunakan untuk menggambarkan elektron yang berbeda arah.

Orbital 1s ditempati oleh 2 elektron seperti gambar di sebelah kanan dan kita bisa menuliskannya lebih singkat dengan 1s² . Kata ini dibaca ” satu s dua ” bukan ” satu s kuadrat “.

Ingat, angka 1 mewakili tingkat energi, huruf s mewakili tipe dari orbital dan angka 2 mewakili jumlah elektron yang berada pada orbital tersebut.

Urutan mengisikan orbital

Elektron mengisi dari orbital pada tingkat energi rendah ( dekat dengan nukleus ) sebelum mengisi pada orbital pada tingkat yang lebih tinggi. Ketika dihadapkan pada orbital yang berada pada energi yang sama, elektron akan mengisi orbital yang kosong dahulu.

Diagram di bawah ini menggambarkan tingkat energi orbital sampai tingkat energi keempat.

Perhatikan bahwa orbital s selalu memiliki energi yang rendah daripada orbital p pada seluruh tingkat energi, jadi orbital s akan ditempati terlebih dahulu oleh elektron sebelum menempati orbital p.

Kita akan menemui kejanggalan pada posisi orbital 3d. Orbital ini berada pada tingkat energi yang lebih tinggi daripada 4s – jadi elektron akan menempati orbital 4s lebih dahulu sebelum menempati orbital 3d dan baru kemudian 4p. Kejanggalan berikutnya akan kita temui pada tingkat energi yang lebih tinggi lagi, sebagai contoh, di mana terjadi penindihan tingkat energi yang mengakibatkan orbital 4f akan terisi setelah orbital 6s.

C.Konfigurasi Elektron

Halaman ini menjelaskan bagaimana menuliskan konfigurasi elektron menggunakan notasi s,p dan d.

Konfigurasi elektron dari atom

Hubungan antara orbital dengan tabel periodik

Kita akan melihat bagaimana cara menuliskan konfigurasi elektron sampai pada orbital d. Halaman ini akan menjelaskan konfigurasi berdasarkan tabel periodik sederhana di atas ini dan selanjutnya pengaplikasiannya pada konfigurasi atom yang lebih besar.

Periode Pertama

Hidrogen hanya memiliki satu elektron pada orbital 1s, kita dapat menuliskannya dengan 1s¹ dan helium memiliki dua elektron pada orbital 1s sehingga dapat dituliskan dengan 1s²

Periode kedua

Sekarang kita masuk ke level kedua, yaitu periode kedua. Elektron litium memenuhi orbital 2s karena orbital ini memiliki energi yang lebih rendah daripada orbital 2p. Litium memiliki konfigurasi elektron 1s²2s¹. Berilium memiliki elektron kedua pada level yang sama – 1s²2s².

Sekarang kita mulai mengisi level 2p. Pada level ini seluruhnya memiliki energi yang sama, sehingga elektron akan menempati tiap orbital satu persatu.

B1s²2s²2p_x¹
C1s²2s²2p_x¹2p_y¹
N1s²2s²2p_x¹2p_y¹2p_z¹

Elektron selanjutnya akan membentuk sebuah pasangan dengan elektron tunggal yang sebelumnya menempati orbital.

O1s²2s²2p_x²2p_y¹2p_z¹
F1s²2s²2p_x²2p_y²2p_z¹
Ne 1s²2s²2p_x²2p_y²2p_z²

Kita dapat melihat di sini bahwa semakin banyak jumlah elektron, semakin merepotkan bagi kita untuk menuliskan struktur elektron secara lengkap. Ada dua cara penulisan untuk mengatasi hal ini dan kita harus terbiasa dengan kedua cara ini.

Cara singkat pertama : Seluruh variasi orbital p dapat dituliskan secara bertumpuk. Sebagai contoh, flor dapat ditulis sebagai 1s²2s²2p⁵, dan neon sebagai 1s²2s²2p⁶.

Penulisan ini biasa dilakukan jika elektron berada dalam kulit dalam. Jika elektron berada dalam keadaan berikatan (di mana elektron berada di luar atom), terkadang ditulis dalam cara singkat, terkadang dengan cara penuh.

Sebagai contoh, walaupun kita belum membahas konfigurasi elektron dari klor, kita dapat menuliskannya sebagai 1s²2s²2p⁶3s²3p_x²3p_y²3p_z¹.

Perhatikan bahwa elektron-elektron pada orbital 2p bertumpuk satu sama lain sementara orbital 3p dituliskan secara penuh. Sesungguhnya elektron-elektron pada orbital 3p terlibat dalam pembentukan ikatan karena berada pada kulit terluar dari atom, sementara elektron-elektron pada 2p terbenam jauh di dalam atom dan hampir bisa dikatakan tidak berperan sama sekali.

Cara singkat kedua : Kita dapat menumpukkan seluruh elektron-elektron terdalam dengan menggunakan, sebagai contoh, simbol [Ne]. Di dalam konteks ini, [Ne] berarti konfigurasi elektron dari atom neon -dengan kata lain 1s²2s²2p_x²2p_y²2p_z².

Berdasarkan cara di atas kita dapat menuliskan konfigurasi elektron klor dengan [Ne]3s²3p_x²3p_y²3p_z¹.

Periode ketiga

Mulai dari neon, seluruh orbital tingkat kedua telah dipenuhi elekton, selanjutnya kita harus memulai dari natrium pada periode ketiga. Cara pengisiannya sama dengan periode-periode sebelumnya, kecuali adalah sekarang semuanya berlangsung pada periode ketiga.

Sebagai contoh :

		cara singkat
Mg	1s22s22p63s2	[Ne]3s2
S	1s22s22p63s23px23py13pz1	[Ne]3s23px23py13pz1
Ar	1s22s22p63s23px23py23pz2	[Ne]3s23px23py23pz2

Permulaan periode keempat

Sampai saat ini kita belum mengisi orbital tingkat 3 sampai penuh – tingkat 3d belum kita gunakan. Tetapi kalau kita melihat kembali tingkat energi orbital-orbital, kita dapat melihat bahwa setelah 3p energi orbital terendah adalah 4s – oleh karena itu elektron mengisinya terlebih dahulu.

K	1s22s22p63s23p64s1
Ca	1s22s22p63s23p64s2

Bukti kuat tentang hal ini ialah bahwa elemen seperti natrium ( 1s²2s²2p⁶3s¹ ) dan kalium ( 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹ ) memiliki sifat kimia yang mirip.

Elektron terluar menentukan sifat dari suatu elemen. Sifat keduanya tidak akan mirip bila konfigurasi elektron terluar dari kalium adalah 3d¹.

Elemen blok s dan p

Elemen-elemen pada golongan 1 dari tabel periodik memiliki konfigurasi elektron terluar ns¹ (dimana n merupakan nomor antara 2 sampai 7). Seluruh elemen pada golongan 2 memiliki konfigurasi elektron terluar ns². Elemen-elemen di grup 1 dan 2 dideskripsikan sebagai elemen-elemen blok s.

Elemen-elemen dari golongan 3 seterusnya hingga gas mulia memiliki elektron terluar pada orbital p. Oleh karenanya, dideskripsikan dengan elemen-elemen blok p.

Elemen blok d

Perhatikan bahwa orbital 4s memiliki energi lebih rendah dibandingkan dengan orbital 3d sehingga orbital 4s terisi lebih dahulu. Setelah orbital 3d terisi, elektron selanjutnya akan mengisi orbital 4p.

Elemen-elemen pada blok d adalah elemen di mana elektron terakhir dari orbitalnya berada pada orbital d. Periode pertama dari blok d terdiri dari elemen dari skandium hingga seng, yang umumnya kita sebut dengan elemen transisi atau logam transisi. Istilah “elemen transisi” dan “elemen blok d” sebenarnya tidaklah memiliki arti yang sama, tetapi dalam perihal ini tidaklah menjadi suatu masalah.

Elektron d hampir selalu dideskripsikan sebagai, sebagai contoh, d5 atau d8 – dan bukan ditulis dalam orbital yang terpisah-pisah. Perhatikan bahwa ada 5 orbital d, dan elektron akan menempati orbital sendiri sejauh ia mungkin. Setelah 5 elektron menempati orbital sendiri-sendiri barulah elektron selanjutnya berpasangan.

d5 berarti

d8 berarti

Perhatikan bentuk pengisian orbital pada level 3, terutama pada pengisian atom 3d setelah 4s.

Sc	1s22s22p63s23p63d14s2
Ti	1s22s22p63s23p63d24s2
V	1s22s22p63s23p63d34s2
Cr	1s22s22p63s23p63d54s1

Perhatikan bahwa kromium tidak mengikuti keteraturan yang berlaku. Pada kromium elektron-elektron pada orbital 3d dan 4s ditempati oleh satu elektron. Memang, mudah untuk diingat jikalau keteraturan ini tidak berantakan – tapi sayangnya tidak !

Mn1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s²(kembali ke keteraturan semula)
Fe1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶4s²
Co1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁷4s²
Ni1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁸4s²
Cu1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s¹ (perhatikan!)
Zn1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²

Pada elemen seng proses pengisian orbital d selesai.

Pengisian sisa periode 4

Orbital selanjutnya adalah 4p, yang pengisiannya sama seperti 2p atau 3p. Kita sekarang kembali ke elemen dari galium hingga kripton. Sebagai contoh, Brom, memilki konfigurasi elektron 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p_x²4p_y²4p_z¹.

Rangkuman

Menuliskan konfigurasi elektron dari hidrogen sampai kripton

Gunakan tabel periodik untuk mendapatkan nomor atom yang berarti banyaknya jumlah elektron. Isilah orbital-orbital dengan urutan 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p sampai elektron-elektron selesai terisi. Cermatilah keteraturan pada orbital 3d ! Isilah orbital p dan d dengan elektron tunggal sebisa mungkin sebelum berpasangan. Ingat bahwa kromium dan tembaga memiliki konfigurasi elektron yang tidak sesuai dengan keteraturan. Menuliskan struktur elektron elemen-elemen “besar” pada blok s dan p Pertama kita berusaha untuk mengetahui jumlah elektron terluar. Jumlah elektron terluar sama dengan nomor golongan. Sebagai contoh, seluruh elemen pada golongan 3 memiliki 3 elektron pada level terluar. Lalu masukkan elektron-elektron tersebut ke orbital s dan p. Pada level orbital ke berapa ? Hitunglah periode pada tabel periodik. Sebagai contoh, Yodium berada pada golongan 7 dan oleh karenanya memiliki 7 elektron terluar. Yodium berada pada periode 5 dan oleh karenanya elekton mengisi pada orbital 5s dan 5p. Jadi, Yodium memiliki konfigurasi elektron terluar 5s25px25py25pz1. Bagaimana dengan konfigurasi elektron di dalamnya ? Level 1, 2, dan 3 telah terlebih dahulu terisi penuh, dan sisanya tinggal 4s, 4p, dan 4d. Sehingga konfigurasi seluruhnya adalah : 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25px25py25pz1. Jikalau kita telah menyelesaikannya, hitunglah kembali jumlah seluruh elektron yang ada apakah sama dengan nomor atom. Contoh yang kedua, Barium , berada pada golongan 2 dan memiliki 2 elektron terluar. Barium berada pada periode keenam. Oleh karenanya, Barium memilki konfigurasi elektron terluar 6s2. Konfigurasi keseluruhannya adalah : 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s2. Kita mungkin akan terjebak untuk mengisi orbital 5d10 tetapi ingatlah bahwa orbital d selalu diisi setelah orbital s pada level selanjutnya terisi. Sehingga orbital 5d diisi setelah 6s dan 3d diisi setelah 4s.

D. Jari-jari Atom dan Ion

Jari-jari atom

Mengukur jari-jari atom

Tidak seperti halnya bola, sebuah atom tidak memiliki jari-jari yang tetap. Jari-jari atom hanya bisa didapat dengan mengukur setengah dari jarak antara dua buah atom yang berapitan.

Seperti halnya gambar diatas, pada atom yang sama kita bisa mendapatkan jari-jari yang berbeda tergantung dari atom yang berapitan dengannya.

Gambar pada bagian kiri menunjukkan atom yang berikatan. Kedua atom ini saling menarik satu sama lain sehingga jari-jarinya lebih pendek dibandingkan jika mereka hanya bersentuhan. Hal ini kita dapatkan pada atom-atom logam di mana mereka membentuk struktur logam atau atom-atomnya secara kovalen berikatan satu sama lain. Tipe dari jari-jari atom seperti ini disebut jari-jari (radius) logam atau jari-jari kovalen, tergantung dari ikatannya.

Gambar pada bagian kanan menunjukkan keadaan di mana kedua atom hanya bersentuhan. Daya tarik antar keduanya sangat sedikit. Tipe dari jari-jari atom seperti ini dinamakan jari-jari (radius) van der Waals di mana terjadi daya tarik yang lemah di antara kedua atom tersebut.

Kecenderungan jari-jari atom pada tabel periodik

Pola kecenderungan jari-jari atom tergantung dari jenis jari-jari atom mana yang ingin kita ukur – tapi pada prinsipnya pola seluruhnya sama.

Diagram-diagram di bawah ini menunjukkan jari-jari logam untuk elemen-elemen logam, jari-jari kovalen untuk elemen-elemen yang membentuk ikatan kovalen dan jari-jari van der Waals untuk elemen-elemen yang tidak membentuk ikatan (misalnya unsur gas mulia).

Kecenderungan jari-jari atom pada periode 2 dan 3

Kecenderungan jari-jari atom pada suatu golongan

Kita dapat segera memperkirakan bahwa jari-jari atom pada golongan yang sama akan semakin besar jika letak atom itu pada tabel periodik semakin di bawah. Alasannya cukup kuat – karena kulit elektron semakin bertambah.

Kecenderungan jari-jari atom menyusur satu periode

Kita perlu mengabaikan jari-jari gas mulia pada setiap periode. Karena neon dan argon tidak membentuk ikatan, kita hanya dapat mengukur jari-jari van der Waals – di mana ikatannya sangatlah lemah. Seluruh atom-atom lainnya jari-jari atom diukur berdasarkan jarak yang lebih kecil dikarenakan oleh kuatnya ikatan yang terbentuk. Kita tidak dapat membandingkan “suatu sifat yang sama” jika kita mengikutsertakan gas mulia.

Kecuali gas mulia, atom akan semakin kecil menyusur satu periode

Dari litium ke flor, elektron seluruhnya berada pada level dua, yang dihalangi oleh elektron pada 1s². Peningkatan jumlah proton pada nukleus seiring dengan menyusurnya periode akan menarik elektron-elektron lebih kuat. Kecenderungan pada energi ionisasi yang naik turun tidak kita temui pada radius atom.

Pada periode dari Natrium ke Klor, kita juga akan menemukan kecenderungan yang sama. Besar atom dikontrol oleh elektron-elektron pada tingkat ke 3 yang tertarik semakin dekat ke nukleus seiring dengan meningkatnya jumlah proton.

Kecenderugan pada elemen-elemen transisi

Walaupun pada awal dari elemen-elemen transisi, jari-jari atom sedikit mengecil, besar jari-jari atom hampir seluruhnya sama.

Dalam hal ini, besar dari jari-jari atom ditentukan oleh elektron-elektron 4s. Penarikan karena naiknya jumlah proton pada nukleus berkurang karena adanya penghalang tambahan yaitu bertambahnya elektron-elektron pada orbital 3d.

Memang hal ini agak sedikit membingungkan. Kita telah mempelajari bahwa orbital-orbital 4s memiliki tingkat energi lebih tinggi daripada 3d – di mana kebalikannya elektron akan menempati 4s sebelum 3d. Artinya, elektron-elektron 4s dapat kita simpulkan berada pada luar atom dan menentukan besarnya atom. Hal ini juga berarti orbital 3d berada lebih dekat dengan nukleus daripada 4s dan berperan sebagai penghalang.

Radius Ion

Ion-ion tidak memiliki besar yang sama dengan atom asalnya. Bandingkan besarnya ion natrium dan klor dengan atom natrium dan klor.

Ion Positif

Ion positif lebih kecil dibandingkan dengan atom asalnya. Konfigurasi elektron natrium adalah 2,8,1 ; sementara Na⁺ adalah 2,8. Kita kehilangan salah satu kulit elektron dan 10 elektron yang tersisa ditarik oleh 11 proton pada nukleus.

Ion Negatif

Ion negatif lebih besar dibandingkan dengan atom asalnya. Konfigurasi elektron klor adalah 2,8,7 ; sementara Cl^– adalah 2,8,8. Walaupun elektron-elektron masih berada pada tingkat 3, penolakan tambahan terjadi karena bertambahnya elektron yang menyebabkan atom semakin membesar. Ion klor hanya memiliki 17 proton, tetapi mereka sekarang memiliki 18 elektron.