SUSUNAN ATOM: ARSITEKTUR MENDASAR REALITAS

Pendahuluan: Memahami Blok Pembentuk Materi

Atom adalah unit fundamental dari materi yang mempertahankan sifat-sifat kimia suatu unsur. Konsep atom telah mengalami evolusi dramatis, dari ide filosofis abstrak menjadi model yang terstruktur dan didasarkan pada prinsip-prinsip fisika kuantum yang kompleks. Memahami susunan atom tidak hanya penting bagi kimia, tetapi juga bagi fisika, biologi, dan teknologi modern. Susunan atom menentukan bagaimana unsur berinteraksi, mengapa beberapa unsur bersifat stabil, dan bagaimana energi dapat dilepaskan atau diserap.

Secara umum, susunan atom terbagi menjadi dua wilayah utama: Nukleus (inti atom) yang padat dan bermuatan positif di pusat, serta Awan Elektron yang mengelilingi inti, di mana partikel bermuatan negatif berada. Hubungan dinamis antara partikel-partikel ini, diatur oleh hukum elektromagnetisme dan mekanika kuantum, membentuk kerangka bagi seluruh tabel periodik dan jutaan senyawa yang ada di alam semesta.

I. Evolusi Konseptual Susunan Atom

Perjalanan memahami susunan atom adalah kisah penemuan ilmiah yang sarat akan revisi dan revolusi. Setiap model yang dikembangkan memperbaiki kekurangan pendahulunya, membawa kita selangkah lebih dekat kepada pemahaman realitas mikroskopis.

1. Model Dalton (Awal Abad ke-19)

John Dalton menghidupkan kembali teori atom setelah berabad-abad spekulasi. Modelnya, meskipun primitif, memberikan fondasi kuantitatif pertama. Inti dari teori Dalton adalah bahwa atom adalah bola padat, tidak dapat dibagi, dan tidak dapat dimusnahkan. Semua atom dari unsur yang sama identik dalam massa dan sifatnya. Atom dari unsur yang berbeda memiliki massa dan sifat yang berbeda. Reaksi kimia hanyalah penataan ulang atom-atom ini.

Kelemahan utama model ini adalah gagal menjelaskan fenomena listrik (seperti katoda ray) yang menunjukkan keberadaan partikel subatomik bermuatan, dan gagal menjelaskan adanya isotop (atom dari unsur yang sama namun memiliki massa berbeda).

2. Model J.J. Thomson (Plum Pudding)

Penemuan elektron pada tahun 1897 oleh J.J. Thomson memaksa perubahan besar dalam konsep atom. Model "Puding Prem" atau Plum Pudding Model mengusulkan bahwa atom adalah bola bermuatan positif yang homogen, di dalamnya tersebar elektron-elektron bermuatan negatif, seperti buah prem dalam puding. Muatan positif dan negatif dianggap seimbang, menjadikan atom netral secara keseluruhan.

3. Model Rutherford (Inti Atom)

Ernest Rutherford, melalui percobaan hamburan sinar alfa (yang terkenal dengan lembaran emas tipis), sepenuhnya mendiskreditkan model Thomson. Hasilnya yang mengejutkan menunjukkan bahwa sebagian besar partikel alfa menembus lembaran emas tanpa hambatan, sementara sebagian kecil dipantulkan kembali dengan sudut besar.

Dari hasil ini, Rutherford menyimpulkan bahwa massa dan muatan positif atom terkonsentrasi di wilayah yang sangat kecil dan padat yang disebut nukleus. Elektron berputar mengelilingi nukleus seperti planet mengelilingi matahari. Atom sebagian besar adalah ruang kosong.

Namun, model Rutherford memiliki kelemahan fatal dari sudut pandang fisika klasik. Menurut teori elektromagnetik klasik, partikel bermuatan (elektron) yang bergerak melingkar (akselerasi) harus memancarkan energi. Jika elektron terus kehilangan energi, ia akan spiral ke dalam inti, menyebabkan atom runtuh dalam waktu kurang dari sekejap mata. Hal ini jelas bertentangan dengan stabilitas materi yang kita amati.

4. Model Bohr (Tingkat Energi Kuantum)

Pada tahun 1913, Niels Bohr mengatasi kegagalan model Rutherford dengan memperkenalkan konsep kuantisasi energi. Bohr mengajukan tiga postulat kunci:

1. Elektron hanya dapat mengorbit inti dalam lintasan tertentu yang diizinkan (disebut orbit stasioner) tanpa memancarkan energi.
2. Hanya orbit yang momentum sudutnya merupakan kelipatan integral dari h/2\pi yang diizinkan (mvr = n\hbar).
3. Elektron dapat berpindah dari satu orbit stasioner ke orbit lain. Energi hanya dipancarkan atau diserap ketika terjadi transisi ini, dalam bentuk foton dengan frekuensi yang ditentukan oleh perbedaan energi antara dua orbit (E_foton = E_{tinggi} - E_{rendah} = h\nu).

Model Bohr berhasil menjelaskan spektrum garis hidrogen, namun gagal menjelaskan spektrum atom yang lebih kompleks atau efek Zeeman (pemisahan garis spektrum di bawah pengaruh medan magnet). Ini menunjukkan bahwa model orbit melingkar dua dimensi masih terlalu sederhana.

II. Komponen Dasar Susunan Atom

Atom modern terdiri dari tiga partikel subatomik fundamental yang menentukan identitas, massa, dan interaksi kimianya.

1. Proton (p⁺)

• Lokasi: Inti atom (nukleus).
• Muatan: +1 (setara dengan 1.602 \times 10^{-19} Coulomb).
• Massa: Kira-kira 1.672 \times 10^{-27} kg, atau 1 satuan massa atom (sma).
• Fungsi: Jumlah proton menentukan Nomor Atom (Z), yang merupakan identitas unik suatu unsur. Semua atom dengan Z=6 adalah Karbon, terlepas dari jumlah neutronnya.

2. Neutron (n⁰)

• Lokasi: Inti atom (nukleus).
• Muatan: 0 (Netral).
• Massa: Sedikit lebih berat dari proton (kira-kira 1.674 \times 10^{-27} kg, atau 1 sma).
• Fungsi: Neutron bertindak sebagai "perekat" yang menstabilkan inti melalui Gaya Nuklir Kuat, mengatasi tolakan elektrostatik antara proton-proton yang bermuatan positif. Variasi jumlah neutron menghasilkan isotop.

3. Elektron (e⁻)

• Lokasi: Mengelilingi inti dalam wilayah probabilitas yang disebut orbital.
• Muatan: -1 (sama besar dengan proton, tetapi berlawanan tanda).
• Massa: Sangat kecil, sekitar 9.109 \times 10^{-31} kg, sekitar 1/1836 massa proton. Massa elektron biasanya diabaikan dalam perhitungan massa atom total.
• Fungsi: Elektron menentukan sifat kimia atom. Interaksi antar atom (ikatan kimia) terjadi melalui pertukaran atau pembagian elektron valensi (elektron terluar).

Massa Atom dan Nomor Massa (A)

Nomor Massa (A) adalah total jumlah proton dan neutron dalam inti atom. Massa atom relatif suatu unsur diukur dalam satuan massa atom (sma) dan secara kasar setara dengan A. Karena massa elektron sangat kecil, A secara efektif mewakili total massa partikel dalam nukleus.

Nomor Atom (Z) = Jumlah Proton
Nomor Massa (A) = Jumlah Proton + Jumlah Neutron
Jumlah Neutron = A - Z
            

Notasi umum untuk suatu unsur (X) adalah ^A_Z X. Misalnya, ^{12}_6 C menunjukkan Karbon dengan 6 proton dan 6 neutron.

III. Revolusi Kuantum dan Model Atom Modern

Meskipun Model Bohr adalah langkah maju yang radikal, ia tetap gagal menjelaskan perilaku atom di luar hidrogen. Model atom modern didasarkan pada Mekanika Kuantum, yang secara fundamental mengubah pemahaman kita tentang posisi dan energi elektron. Konsep inti dalam revolusi ini adalah pengakuan bahwa partikel subatomik juga memiliki sifat gelombang.

1. Dualitas Gelombang-Partikel

Louis de Broglie mengusulkan pada tahun 1924 bahwa jika gelombang (seperti cahaya) dapat bertindak seperti partikel (foton), maka partikel (seperti elektron) juga harus memiliki sifat gelombang. Panjang gelombang de Broglie (\lambda) dikaitkan dengan momentum (p = mv) partikel:

\lambda = h / p = h / (mv)
            

Di dalam atom, sifat gelombang elektron berarti elektron tidak mengorbit dalam lintasan yang jelas, melainkan "berdiri" sebagai gelombang stasioner di sekitar inti. Ini secara alami menjelaskan kuantisasi energi yang sebelumnya hanya diasumsikan oleh Bohr.

2. Prinsip Ketidakpastian Heisenberg

Werner Heisenberg menyatakan bahwa tidak mungkin untuk mengetahui secara pasti dan simultan posisi dan momentum (kecepatan) suatu partikel. Semakin akurat kita mengukur posisi elektron, semakin tidak pasti momentumnya, dan sebaliknya. Secara matematis:

(\Delta x) (\Delta p) \ge \hbar / 2
            

Prinsip ini secara definitif menghapus konsep orbit tetap dalam model atom modern. Karena kita tidak bisa mengetahui posisi dan kecepatan elektron secara bersamaan, kita harus beralih dari konsep lintasan (orbit) ke konsep probabilitas (orbital).

3. Persamaan Schrödinger dan Orbital

Erwin Schrödinger pada tahun 1926 mengembangkan persamaan gelombang yang revolusioner. Solusi dari Persamaan Schrödinger memberikan fungsi gelombang (\psi) elektron. Fungsi gelombang ini sendiri tidak memiliki makna fisik langsung, tetapi kuadrat dari fungsi gelombang (\psi^2) menentukan probabilitas menemukan elektron di wilayah tertentu di ruang angkasa.

Wilayah di sekitar inti di mana probabilitas menemukan elektron paling tinggi (biasanya 90% atau lebih) disebut Orbital Atom. Orbital menggantikan kulit energi dua dimensi Bohr dengan bentuk tiga dimensi yang kompleks.

Untuk atom hidrogen sederhana, Persamaan Schrödinger dapat diselesaikan secara analitis. Solusi ini secara alami menghasilkan serangkaian bilangan bulat yang disebut Bilangan Kuantum. Empat bilangan kuantum ini adalah deskripsi lengkap dari keadaan energi dan lokasi setiap elektron dalam atom.

IV. Bilangan Kuantum dan Geometri Orbital

Setiap elektron dalam atom dijelaskan oleh satu set unik empat bilangan kuantum. Keempat bilangan ini berfungsi sebagai "alamat" elektron, yang menentukan energi, bentuk, orientasi, dan spinnya.

1. Bilangan Kuantum Utama (n)

Bilangan kuantum utama, n, menentukan tingkat energi utama (kulit) dan secara kasar ukuran orbital. Nilainya harus berupa bilangan bulat positif:

n = 1, 2, 3, 4, ...
            

Semakin besar nilai n, semakin tinggi energi elektron dan semakin jauh elektron rata-rata dari inti. Ini sejalan dengan kulit energi Bohr (K, L, M, N, dst. masing-masing untuk n=1, 2, 3, 4).

2. Bilangan Kuantum Azimut/Orbital (l)

Bilangan kuantum azimut atau momentum sudut, l, menentukan bentuk subkulit atau orbital. Nilai l berkisar dari 0 hingga (n-1).

l = 0, 1, 2, 3, ..., (n - 1)
            

Bentuk-bentuk orbital diberi nama berdasarkan nilai l:

• l = 0: Orbital s (sharp). Berbentuk bola simetris. Hanya ada satu orbital s per tingkat subkulit.
• l = 1: Orbital p (principal). Berbentuk dumbbell atau halter. Selalu ada tiga orbital p (orientasi p_x, p_y, p_z).
• l = 2: Orbital d (diffuse). Berbentuk lebih kompleks (empat lobus). Selalu ada lima orbital d.
• l = 3: Orbital f (fundamental). Sangat kompleks (delapan lobus). Selalu ada tujuh orbital f.

Jumlah orbital di setiap kulit n adalah n^2, dan total kapasitas elektron adalah 2n^2.

3. Bilangan Kuantum Magnetik (m_l)

Bilangan kuantum magnetik, m_l, menentukan orientasi orbital di ruang tiga dimensi. Nilai m_l berkisar dari -l hingga +l, termasuk nol.

m_l = -l, (-l + 1), ..., 0, ..., (l - 1), +l
            

Jumlah total nilai m_l adalah (2l + 1). Ini sesuai dengan jumlah orbital yang ada untuk subkulit tertentu. Misalnya, jika l=1 (p-orbital), m_l bisa bernilai -1, 0, +1, yang menunjukkan tiga orientasi (orbital p_x, p_y, p_z).

4. Bilangan Kuantum Spin (m_s)

Bilangan kuantum spin, m_s, tidak berasal dari Persamaan Schrödinger, melainkan diperlukan untuk menjelaskan spektrum atom yang halus (fine structure). Bilangan ini menggambarkan momentum sudut intrinsik elektron, yang sering divisualisasikan sebagai elektron yang berputar pada porosnya. Ada dua nilai spin yang mungkin:

m_s = +1/2 (spin ke atas)
m_s = -1/2 (spin ke bawah)
            

Prinsip ini sangat penting karena terkait langsung dengan Prinsip Pengecualian Pauli.

V. Aturan Pengisian Elektron dan Konfigurasi

Bagaimana elektron didistribusikan ke dalam berbagai orbital menentukan sifat kimia atom. Ada tiga aturan utama yang mengatur penempatan elektron:

1. Prinsip Pengecualian Pauli

Prinsip ini, yang dikemukakan oleh Wolfgang Pauli, menyatakan bahwa tidak ada dua elektron dalam atom yang boleh memiliki empat bilangan kuantum yang sama. Karena n, l, m_l dapat sama untuk dua elektron yang berada dalam orbital yang sama, maka m_s harus berbeda. Artinya, setiap orbital hanya dapat menampung maksimal dua elektron, dan kedua elektron tersebut harus memiliki spin yang berlawanan (berpasangan).

Prinsip Pauli adalah alasan utama mengapa materi memiliki volume dan mengapa elektron tidak jatuh ke tingkat energi terendah secara serentak.

2. Prinsip Aufbau (Pembangunan)

Prinsip Aufbau menyatakan bahwa dalam keadaan dasar (energi terendah), elektron akan mengisi orbital dari tingkat energi paling rendah ke tingkat energi yang lebih tinggi. Urutan pengisian tidak selalu mengikuti n secara langsung, melainkan mengikuti aturan (n + l). Orbital dengan nilai (n + l) yang lebih rendah akan diisi terlebih dahulu. Jika nilai (n + l) sama, orbital dengan n yang lebih rendah diisi terlebih dahulu.

Urutan pengisian energi yang umum adalah:

1s -> 2s -> 2p -> 3s -> 3p -> 4s -> 3d -> 4p -> 5s -> 4d -> 5p -> 6s -> 4f -> 5d -> 6p...
            

Penting untuk dicatat bahwa 4s diisi sebelum 3d, karena 4s (n=4, l=0; n+l=4) memiliki energi lebih rendah daripada 3d (n=3, l=2; n+l=5) dalam atom polielektron.

3. Aturan Hund (Multiplisitas Maksimum)

Aturan ini berlaku ketika elektron mengisi orbital yang memiliki energi yang sama (orbital terdegenerasi), seperti tiga p-orbital atau lima d-orbital. Aturan Hund menyatakan bahwa elektron akan mengisi setiap orbital terdegenerasi secara individual dengan spin paralel (spin yang sama) sebelum elektron mulai berpasangan. Tujuannya adalah untuk meminimalkan tolakan antar elektron, sehingga memberikan konfigurasi energi yang paling stabil.

Konfigurasi Elektron

Konfigurasi elektron adalah notasi yang menunjukkan bagaimana elektron didistribusikan. Contoh:

• Helium (Z=2): 1s^2
• Oksigen (Z=8): 1s^2 2s^2 2p^4
• Vanadium (Z=23): 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^3

Stabilitas Khusus dan Pengecualian

Terdapat pengecualian pada aturan Aufbau, terutama pada elemen-elemen transisi yang melibatkan orbital d dan f. Stabilitas yang meningkat terkait dengan orbital yang terisi penuh (seperti d^{10} atau f^{14}) atau setengah terisi (seperti d^5 atau f^7) sering kali menyebabkan elektron berpindah dari orbital s yang berdekatan energinya. Contoh paling klasik adalah:

• Kromium (Z=24) seharusnya 4s^2 3d^4, tetapi konfigurasi stabilnya adalah 4s^1 3d^5.
• Tembaga (Z=29) seharusnya 4s^2 3d^9, tetapi konfigurasi stabilnya adalah 4s^1 3d^{10}.

Fenomena ini menegaskan bahwa model Aufbau hanyalah pendekatan, dan stabilitas kuantum penuh menentukan distribusi elektron sebenarnya.

VI. Inti Atom, Isotop, dan Stabilitas Nuklir

Sementara elektron mengatur sifat kimia, inti atom (nukleus) mengatur identitas dan stabilitas atom itu sendiri.

1. Isotop, Isobar, dan Isoton

Variasi dalam susunan inti menghasilkan tiga kategori penting:

• Isotop: Atom dari unsur yang sama (Z sama, jumlah proton sama) tetapi memiliki jumlah neutron yang berbeda (A berbeda). Contoh: Karbon-12, Karbon-13, Karbon-14. Isotop memiliki sifat kimia yang identik, tetapi sifat fisika (seperti massa dan radioaktivitas) yang berbeda.
• Isobar: Atom dari unsur yang berbeda (Z berbeda) tetapi memiliki Nomor Massa (A) yang sama. Contoh: Argon-40, Kalium-40, Kalsium-40.
• Isoton: Atom dari unsur yang berbeda (Z berbeda) tetapi memiliki jumlah neutron yang sama. Contoh: Boron-12 (5p, 7n) dan Karbon-13 (6p, 7n).

2. Gaya Nuklir Kuat dan Stabilitas Inti

Inti atom sangat padat. Jika hanya gaya elektromagnetik yang bekerja, proton-proton yang bermuatan positif akan saling tolak dengan sangat kuat, menyebabkan inti terpecah. Namun, inti tetap stabil berkat Gaya Nuklir Kuat, yang merupakan gaya fundamental terkuat di alam semesta.

Gaya Nuklir Kuat hanya bekerja pada jarak yang sangat pendek (sekitar 10^{-15} meter) dan menarik proton dan neutron (bersama-sama disebut nukleon) satu sama lain. Neutron memainkan peran penting dalam menstabilkan inti berat dengan meningkatkan jarak rata-rata antara proton dan menyediakan lebih banyak interaksi Gaya Nuklir Kuat tanpa menambahkan tolakan listrik.

Pita Stabilitas

Kestabilan inti atom dapat dipetakan pada grafik jumlah neutron (N) versus jumlah proton (Z). Inti yang stabil berada dalam wilayah sempit yang dikenal sebagai Pita Stabilitas. Untuk unsur ringan (Z < 20), inti stabil memiliki perbandingan N:Z mendekati 1:1. Untuk unsur yang lebih berat, rasio neutron:proton yang stabil meningkat menjadi sekitar 1,5:1 untuk mengatasi tolakan proton yang lebih besar. Inti di luar pita stabilitas bersifat radioaktif dan mengalami peluruhan nuklir.

3. Defek Massa dan Energi Ikat Nuklir

Ketika nukleon bergabung membentuk inti, sebagian massa mereka hilang dan diubah menjadi energi. Fenomena ini disebut Defek Massa (\Delta m). Energi yang setara dengan massa yang hilang ini disebut Energi Ikat Nuklir (E_b), yang merupakan energi yang dibutuhkan untuk memisahkan inti menjadi nukleon-nukleon penyusunnya.

Hubungan ini dijelaskan oleh persamaan terkenal Einstein:

E = (\Delta m) c^2
            

Energi ikat per nukleon adalah indikator utama stabilitas nuklir. Unsur besi (Fe-56) memiliki energi ikat per nukleon tertinggi, menjadikannya inti paling stabil di alam semesta. Reaksi yang menghasilkan inti yang lebih mendekati Fe-56 (fusi untuk elemen ringan, fisi untuk elemen berat) akan melepaskan energi.

VII. Pendalaman Konsep Kuantum: Probabilitas dan Simetri

Untuk memahami sepenuhnya susunan atom, kita harus mengakui bahwa gambaran visual orbital (seperti bola atau dumbbell) hanyalah representasi batas probabilitas. Realitas kuantum lebih jauh ke dalam fungsi matematika dan simetri alam semesta.

1. Kerapatan Probabilitas

Dalam model kuantum, elektron bukanlah partikel yang bergerak dalam lintasan. Sebaliknya, elektron "didistribusikan" sebagai kerapatan probabilitas di sekitar inti. Fungsi \psi^2, yang merupakan kerapatan probabilitas, menunjukkan di mana elektron kemungkinan besar ditemukan.

Untuk orbital 1s, kerapatan probabilitas tertinggi berada di pusat, tepat di inti. Namun, jika kita mempertimbangkan Fungsi Distribusi Radial (FDR), yang merupakan probabilitas menemukan elektron pada jarak tertentu dari inti, kita menemukan bahwa jarak paling mungkin dari inti untuk elektron 1s hidrogen adalah radius Bohr (a_0). Ini adalah hasil yang elegan, menunjukkan bahwa walaupun konsep orbit telah dibuang, radius khasnya tetap penting sebagai jarak probabilitas tertinggi.

2. Simetri dan Degenerasi Orbital

Bentuk-bentuk orbital—bola (s), dumbbell (p), dan lainnya—adalah manifestasi dari simetri yang melekat pada solusi Persamaan Schrödinger. Simetri ini terkait dengan sifat-sifat fisika fundamental seperti momentum sudut. Orbital p, d, dan f masing-masing mewakili peningkatan kompleksitas dalam momentum sudut dan simetri nodal (wilayah di mana probabilitas menemukan elektron adalah nol, \psi^2 = 0).

• Bidang Nodal: Terdapat bidang atau permukaan di ruang angkasa di mana elektron tidak pernah berada. Jumlah permukaan nodal angular suatu orbital sama dengan l. Misalnya, p-orbital (l=1) memiliki satu bidang nodal yang melewati inti.
• Permukaan Nodal Radial: Selain itu, ada simpul (node) radial yang terletak pada jarak tertentu dari inti. Jumlah total simpul adalah (n - 1).

3. Energi Orbital Atom Polielektronik

Di atom hidrogen (satu elektron), energi orbital hanya bergantung pada n. Namun, pada atom yang memiliki banyak elektron (polielektronik), energi juga bergantung pada l. Hal ini terjadi karena dua fenomena kunci:

1. Penembusan (Penetration): Orbital dengan nilai l yang lebih rendah (misalnya, 2s) lebih efisien menembus wilayah orbital inti (1s) dibandingkan orbital dengan l yang lebih tinggi (misalnya, 2p). Penetrasi yang lebih baik berarti elektron lebih sering berada dekat inti, mengalami muatan inti yang lebih efektif, sehingga energinya lebih rendah.
2. Penyaringan (Shielding): Elektron-elektron inti menyaring (menghalangi) muatan inti positif agar tidak mencapai elektron valensi. Efek penyaringan ini menyebabkan elektron valensi mengalami Muatan Inti Efektif (Z_{eff}) yang lebih rendah daripada muatan inti sebenarnya (Z).

Kombinasi penetrasi dan penyaringan inilah yang menyebabkan pemisahan energi antara subkulit (misalnya, E_{2s} < E_{2p}) dan menjelaskan mengapa aturan Aufbau (pengisian 4s sebelum 3d) terjadi.

VIII. Implikasi Susunan Atom pada Sifat Kimia

Susunan elektron valensi (elektron di kulit terluar) adalah pendorong utama di balik seluruh sifat kimia suatu unsur.

1. Jari-jari Atom

Jari-jari atom adalah ukuran yang menentukan seberapa jauh elektron terluar dari inti. Jari-jari ini dipengaruhi oleh dua faktor yang berlawanan:

• Muatan Inti Efektif (Z_{eff}): Meningkatnya Z_{eff} (bergerak ke kanan dalam periode) menarik elektron valensi lebih dekat ke inti, menyebabkan jari-jari menyusut.
• Jumlah Kulit (n): Peningkatan n (bergerak ke bawah dalam golongan) menempatkan elektron pada orbit yang lebih jauh dari inti, menyebabkan jari-jari membesar.

2. Energi Ionisasi dan Afinitas Elektron

Energi Ionisasi (EI) adalah energi yang dibutuhkan untuk melepaskan satu elektron dari atom gas dalam keadaan dasarnya. Semakin sulit melepaskan elektron (semakin stabil konfigurasi atau semakin tinggi Z_{eff}), semakin tinggi EI-nya. Unsur-unsur dengan kulit terisi penuh atau setengah terisi sering menunjukkan EI yang tinggi.

Afinitas Elektron (AE) adalah perubahan energi yang terjadi ketika sebuah elektron ditambahkan ke atom gas. Afinitas elektron yang sangat negatif (melepaskan banyak energi) menunjukkan kecenderungan atom untuk menarik elektron dan membentuk ion negatif (anion). Halogen memiliki AE yang sangat tinggi karena penambahan satu elektron melengkapi subkulit np^5 menjadi np^6 yang sangat stabil (konfigurasi gas mulia).

3. Ikatan Kimia

Susunan atom adalah dasar dari ikatan kimia. Atom cenderung berinteraksi untuk mencapai konfigurasi elektron yang paling stabil, biasanya konfigurasi gas mulia (oktet rule).

• Ikatan Ionik: Terjadi melalui transfer elektron antara atom dengan perbedaan elektronegativitas tinggi (misalnya, antara logam dan non-logam). Atom yang kehilangan elektron menjadi kation, dan yang menerima elektron menjadi anion.
• Ikatan Kovalen: Terjadi melalui pembagian elektron, biasanya antara dua non-logam. Distribusi elektron dalam orbital yang tumpang tindih membentuk ikatan sigma dan pi, yang menentukan geometri molekul.

Kesimpulan: Kompleksitas dan Kesatuan Atom

Dari bola padat Dalton hingga awan probabilitas Schrödinger, pemahaman kita tentang susunan atom telah melewati batas-batas fisika klasik menuju domain kuantum yang abstrak namun sangat presisi. Atom, yang sebagian besar adalah ruang kosong, dikelola oleh interaksi harmonis antara Gaya Nuklir Kuat yang mengikat inti dan Gaya Elektromagnetik yang mengatur elektron di dalam orbital yang terkuantisasi.

Susunan atom tidak hanya menjelaskan identitas unsur melalui nomor proton, tetapi juga meramalkan perilakunya dalam reaksi kimia melalui konfigurasi elektron valensi. Setiap partikel subatomik—proton, neutron, dan elektron—memainkan peran krusial, membentuk struktur fundamental yang menjadi landasan bagi seluruh materi, energi, dan kehidupan di alam semesta.