Gaya Gravitasi

Soal No. 1
Tiga buah benda A, B dan C berada dalam satu garis lurus.

Jika nilai konstanta gravitasi G = 6,67 x 10⁻¹¹ kg⁻¹ m³ s⁻² hitung:
a) Besar gaya gravitasi yang bekerja pada benda B
b) Arah gaya gravitasi pada benda B

Pembahasan
a) Benda B ditarik benda A menghasilkan F_BA arah gaya ke kiri, benda B juga ditarik benda C menghasilkan F_BC arah gaya ke kanan, hitung nilai masing-masing gaya kemudian cari resultannya



b) Arah sesuai F_BA ke kiri

Soal No. 2
Benda A dan C terpisah sejauh 1 meter.



Tentukan posisi benda B agar gaya gravitasi pada benda B sama dengan nol!

Pembahasan
Agar nol maka F_BA dan F_BC harus berlawanan arah dan besarnya sama. Posisi yang mungkin adalah jika B diletakkan diantara benda A dan benda C. Misalkan jaraknya sebesar x dari benda A, sehingga jaraknya dari benda C adalah (1−x)



Posisi B adalah ¹/₃ meter dari A atau ²/₃ meter dari B

Soal No. 3
Sebuah benda memiliki berat 600 N berada di titik q.



Jika benda digeser sehingga berada di titik p, tentukan berat benda pada posisi tersebut!

Pembahasan



Soal No. 4
Benda A, B dan C membentuk suatu segitiga sama sisi dengan panjang sisi adalah 1 meter



Tentukan besar gaya gravitasi pada benda B

Pembahasan
Benda B ditarik A menghasilkan F_BA dan ditarik benda C menghasilkan F_BC dimana sudut yang terbentuk antara F_BA dan F_BC adalah 60^o , hitung nilai masing-masing gaya, kemudian cari resultannya.



Dengan nilai G adalah 6,67 x 10⁻¹¹ kg⁻¹ m³ s⁻²

Soal No. 5
Tiga buah benda A, B dan C membentuk segitiga siku-siku seperti gambar berikut!



Tentukan besar gaya gravitasi pada benda B!

Pembahasan
Seperti soal sebelumnya hanya berbeda sudut, silahkan dicoba.

Soal No. 6
Tiga buah planet A, B dan C dengan data seperti gambar dibawah :



Sebuah benda memiliki berat 120 N ketika berada di planet A. Tentukan:
a) Berat benda di planet B
b) Perbandingan berat benda di planet A dan di planet C
Pembahasan
a) Berat benda di planet B, misal massa benda adalah m dan massa ketiga planet berturut-turut M_A , M_B dan M_C .


b) Perbandingan berat benda di A dan di C

Orde Reaksi dan Kesimpulan

Orde Reaksi

Orde suatu reaksi ialah jumlah semua eksponen (dari konsentrasi dalam persamaan laju. Orde reaksi juga menyatakan besarnya pengaruh konsentrasi reaktan (pereaksi) terhadap laju reaksi.

Jika laju suatu reaksi berbanding lurus dengan pangkat satu konsentrasi dari hanya satu pereaksi.

Laju = k [A]

Maka reaksi itu dikatakan sebagai reaksi  orde pertama. Penguraian N2O5 merupakan suatu contoh reaksi orde pertama. Jika laju reaksi itu berbanding lurus dengan pangkat dua suatu pereaksi,

Laju = k[A]²

Atau berbanding lurus dengan pangkat satu konsentrasi dari dua pereaksi,

Laju = k [A][B]

Maka reaksi itu disebut reaksi orde kedua. Dapat juga disebut orde terhadap masing-masing pereaksi. Misalnya dalam persamaan terakhir itu adalah orde pertama dalam A dan orde dalam B, atau orde kedua secara keseluruhan. Suatu reaksi dapat berorde ketiga atau mungkin lebih tinggi lagi, tetapi hal-hal semacam itu sangat jarang. Dalam reaksi yang rumit, laju itu mungkin berorde pecahan, misalnya orde pertama dalam A dan orde 0,5 dalam B atau berorde 1,5 secara keseluruhan.

Suatu reaksi dapat tak tergantung pada konsentrasi suatu pereaksi. Perhatikan reaksi umum, yang ternyata berorde pertama dalam A. Jika kenaikan konsentrasi B tidak menaikkan laju reaksi, maka reaksi itu disebut orde nol terhadap B. Ini bisa diungkapkan sebagai :

Laju = k[A][B]⁰ = k[A]

Orde suatu reaksi tak dapat diperoleh dari koefisien pereaksi dalam persamaan berimbangnya. Dalam penguraian N₂O₅ dan NO₂, koefisien untuk pereaksi dalam masing-masing persamaan berimbang adalah 2 tetapi reaksi pertama bersifat orde pertama dalam N₂O₅ dan yang kedua berorde kedua dalam NO₂. Seperti dilukiskan oleh contoh.

Contoh: Perhatikan reaksi umum 2A + 2B → 2AB

dan data eksperimen berikut:

Tulislah persamaan laju yang paling mungkin untuk reaksi ini:

Jawaban :

Dengan membandingkan data dalam eksperimen 2 dengan data eksperimen 1, orang akan melihat bahwa bila konsentrasi B₂ diduakalikan, maka laju diduakalikan. Jadi reaksi itu berorde pertama dalam B₂. Dengan membandingkan data dalam eksperimen 3 dengan data eksperimen 2, orang akan melihat bahwa bila konsentrasi A diduakalikan, laju tidak berubah. Jadi reaksi itu berorde nol dalam A. Maka persamaan laju yang paling mungkin adalah

Laju = k[A]°[B2]

atau

Laju = k[B2]

Suatu pereaksi malahan dapat tidak muncul dalam persamaan laju suatu reaksi. Orde suatu reaksi diberikan hanya atas dasar penetapan eksperimental dan sekedar memberi informasi mengenai cara laju itu bergantung pada konsentrasi pereaksi-pereaksi tertentu. Ramalan teoritis mengenai orde-orde (dari) reaksi-reaksi yang kurang dikenal jarang berhasil. Misalnya mengetahui bahwa reaksi antara H₂ dan I₂ adalah orde kedua mungkin orang akan meramal bahwa reaksi antara H₂ dan Br₂ juga akan berorde-kedua. Ternyata tidak, malahan reaksi ini mempunyai persamaan laju yang lebih rumit.

Menentukan Orde reaksi

a.  Jika tahap reaksi dapat diamati, orde adalah koefisien pada tahap reaksi yang berjalan lambat.

Contoh : reaksi 4HBr + O₂ -> 2H₂O + 2Br₂

Berlangsung dalam tahapan sebagai berikut :

1. HBr + O₂ -> HBr₂O (lambat)
2. HBr + HBr₂O -> 2HBrO (cepat)
3. 2HBr + 2HBr) -> 2H₂O + 2Br₂ (cepat)

Maka orde reaksi ditentukan oleh reaksi (1). Persamaan laju reaksi, V = [HBr] [O₂]. Orde reaksi total (lihat koefisien reaksi) = 1 + 1 = 2.

b.  Jika tahap reaksi tidak bisa diamati, orde reaksi ditentukan melalu eksperimen, kosentrasi salah satu zat tetap dan kosentrasi zat lain berubah.

Contoh:

Reaksi : P + Q + R → X + Y

diperoleh data percobaan sebagai berikut :

orde reaksi terhadap P, dicari dengan melihat konsentrasi [Q] dan [R] yang tetap. Dari data (1) dan (3) dari konsentrasi [Q] dan [R] tetap, [P] dinaikkan dua kali.

Jadi reaksi berlangsung 2 kali lebih cepat.

2^m = 2 → m = 1

-         Orde reaksi terhadap Q, lihat konsentrasi [P] dan [R] yang tetap yakni sebagai berikut.

Data (4) dan (5) o 1,5 kali lebih cepat

Data (1) dan (4) o 2 kali lebih cepat

Data (1) dan (5) o 3 kali lebih cepat

Ingat : orde reaksi ditentukan oleh tahap reaksi yang paling lambat 1,5ⁿ = 1,5

n = 1

-         Orde reaksi terhadap R, lihat konsentrasi [P] dan [Q] tetap yakni data (1) dan (2). Konsentrasi R dinaikkan 1,5 kali, ternyata reaksi berlangsung sama cepat.1,5^x = 1 x = 0  Maka persamaan laju reaksinya sebagai berikut:

V = k[P] [Q]

KESIMPULAN

Laju reaksi. kecepatan laju reaksi di kontrol oleh 5 faktor :

1.  sifat reaktan

2.  kemampuan reaktan untuk bertemu

3.  konsentrasi reaktan

4.  temperatur

5.  adanya katalis

penentuan lahu reaksi kimia menggunakan persamaan :

Hukum laju untuk reaksi berhubungan dengan laju reaksi dengan konsentrasi molar reaktan.

Faktor-faktor yang mempengaruhi kecepatan reaksi

Beberapa faktor yang mempengaruhi kecepatan reaksi antara lain konsentrasi, sifat zat yang bereaksi, suhu dan katalisator.

Konsentrasi

Dari berbagai percobaan menunjukkan bahwa makin besar konsentrasi zat-zat yang bereaksi makin cepat reaksinya berlangsung. Makin besar konsentrasi makin banyak zat-zat yang bereaksi sehingga makin besar kemungkinan terjadinya tumbukan dengan demikian makin besar pula kemungkinan terjadinya reaksi.

Sifat zat yang bereaksi

Sifat zat yang mudah atau sukar bereaksi akan menentukan kecepatan berlangsungnya suatu reaksi. Secara umum dinyatakan bahwa: ”Reaksi antara senyawa ion umumnya berlangsung cepat.” Hal ini disebabkan oleh adanya  gaya tarik menarik antara ion-ion  yang muatannya berlawanan.

Contoh:  Ca²⁺_(aq) + CO₃²⁺_(aq) → CaCO₃(s)

Reaksi ini berlangsung dengan  cepat. Reaksi antara senyawa kovalen umumnya berlangsung lambat. Hal ini disebabkan oleh reaksi yang berlangsung tersebut membutuhkan energi untuk memutuskan ikatan-ikatan kovalen yang terdapat dalam molekul zat yang bereaksi.

Contoh:

CH_4(g) + Cl_2(g) -> CH₃Cl_(g) + HCL_(g)

Reaksi ini berjalan lambat reaksinya dapat dipercepat apabila diberi energi, misalnya; cahaya matahari.

Suhu

Pada umumnya reaksi akan berlangsung lebih cepat bila suhu dinaikkan. Dengan menaikkan suhu maka energi kinetik molekul-molekul zat yang bereaksi akan bertambah sehingga akan lebih banyak molekul yang memiliki energi sama atau lebih besar dari Ea. Dengan demikian lebih banyak molekul yang dapat mencapai keadaan transisi atau dengan kata lain kecepatan reaksi menjadi lebih besar. Secara matematis hubungan antara nilai  tetapan laju reaksi (k) terhadap suhu dinyatakan oleh formulasi ARRHENIUS:

dimana:

k  : tetapan laju reaksi

A : tetapan Arrhenius yang harganya khas untuk setiap reaksi

Ea : energi pengaktifan

R : tetapan gas universal = 0,0821.atm/mol^oK atau 8,314 Joule/mol^oK

T : suhu reaksi (^oK)

Setiap suhu naik 10⁰ C, laju reaksi menjadi dua kali lipatnya.

∆t = kenaikan suhu

Contoh : Suatu reaksi berlangsung selama 2 jam pada suhu 25⁰C. Berapa kalikah laju reaksi akan meningkat jika suhu diubah menjadi 45⁰C ?

Penyelesaian :

Kenaikan suhu (∆t) = 45 – 25

= 20⁰C

→ Laju reaksi menjadi 4X atau lama reaksi menjadi 2/4 jam.

Laju reaksi meningkat, reaksi akan semakin cepat berlangsung).

KATALISATOR

Katalisator adalah zat yang ditambahkan ke dalam suatu reaksi yang mempunyai tujuan memperbesar kecepatan reaksi. Katalis terkadang ikut terlibat dalam reaksi tetapi tidak mengalami perubahan kimiawi yang permanen, dengan kata lain pada akhir reaksi katalis akan dijumpai kembali dalam bentuk dan jumlah yang sama seperti sebelum reaksi.

Fungsi katalis adalah memperbesar kecepatan reaksinya (mempercepat reaksi) dengan jalan memperkecil energi pengaktifan suatu reaksi dan dibentuknya tahap-tahap reaksi yang baru. Dengan menurunnya energi pengaktifan maka pada suhu yang sama reaksi dapat berlangsung lebih cepat.

Halaman ini menitikberatkan pada perbedaan tipe-tipe katalis (heterogen dan homogen) beserta dengan contoh-contoh dari tiap tipe, dan penjelasan bagaimana mereka bekerja. Anda juga akan mendapatkan deskripsi dari satu contoh autokatalis  reaksi dimana hasil produk juga turut mengkatalis.

Tipe-tipe dari reaksi katalis

Katalis dapat dibagi berdasarkan dua tipe dasar, yaitu heteregon dan homogen. Didalam reaksi heterogen, katalis berada dalam fase yang berbeda dengan reaktan. Dalam reaksi homogen, katalis berada dalam fase yang sama dengan reaktan.

Apa itu fase?

Jika kita melihat suatu campuran dan dapat melihat suatu batas antara dua komponen, dua komponen itu berada dalam fase yang berbeda. Campuran antara padat dan cair terdiri dari dua fase. Campuran antara beberapa senyawa kimia dalam satu larutan terdiri hanya dari satu fase, karena kita tidak dapat melihat batas antara senyawa-senyawa kimia tersebut.

Kita mungkin bertanya mengapa  fase berbeda dengan istilah keadaan fisik (padat, cair dan gas). Fase juga meliputi padat, cair dan gas, tetapi lebih sedikit luas. Fase juga dapat diterapkan dalam dua zat cair (sebagai contoh, minyak dan air) dimana keduanya tidak saling melarutkan. Kita dapat melihat batas diantara kedua zat cair tersebut.

Jika Anda lebih cermat, sebenarnya diagram diatas menggambarkan lebih dari fase yang diterakan. Masing-masing, sebagai contoh, beaker kaca merupakan fase zat padat. Sebagian besar gas yang berada diatas zat cair juga merupakan salah satu fase lainnya. Kita tidak perlu memperhitungkan fase-fase tambahan ini karena mereka tidak mengambil bagian dalam proses reaksi.

Katalis Homogen

Bagian ini meliputi penggunaan katalis dalam fase berbeda dari reaktan. Contoh-contoh meliputi katalis  padat dengan reaktan-reaktan dalam fase cair maupun gas

Kinetika Kimia, Definisi Laju Reaksi dan Hukum Laju

KINETIKA KIMIA

Mengapa beberapa reaksi kimia berlangsung secepat kilat sementara yang lainnya memerlukan waktu berhari-hari, berbulan-bulan bahkan tahunan untuk menghasilkan produk yang cukup banyak? Bagaimana katalis bisa meningkatkan laju reaksi kimia? Mengapa perubahan suhu yang sedikit saja sering memberikan efek besar pada laju memasak? Bagaimana kajian mengenai laju reaksi kimia memberikan informasi tentang bagaimana cara molekul bergabung membentuk produk? Semua pertanyaan ini menyangkut kinetika kimia belum selengkap seperti termodinamika. Masih banyak reaksi yang tetapan kesetimbangannya telah diketahui dengan cermat, tetapi perincian lintasan reaksinya masih belum dipahami. Ini terutama berlaku untuk reaksi yang melibatkan banyak unsur reaktan yang membentuk produknya.

Kinetika kimia adalah bagian dari ilmu kimia yang mempelajari laju dan mekanisme reaksi kimia. Besi lebih cepat berkarat dalam udara lembab daripada dalam udara kering; makanan lebih cepat membusuk bila tidak didinginkan; kulit bule lebih cepat menjadi gelap dalam musim panas daripada dalam musim dingin. Ini merupakan tiga contoh yang lazim dari perubahan kimia yang kompleks dengan laju yang beraneka menurut kondisi reaksi.

Definisi Laju Reaksi

Laju reaksi rerata analog dengan kecepatan rerata mobil. Jika posisi rerata mobil dicatat pada dua waktu yang berbeda, maka :

Dengan cara yang sama, laju reaksi rerata diperoleh dengan membagi perubahan konsentrasi reaktan atau produk dengan interval waktu terjadinya reaksi :

Jika konsentrasi diukur dalam mol L^-1 dan waktu dalam detik, maka laju reaksi mempunyai satuan mol L^-1s^-1. Kita ambil contoh khusus. Dalam reaksi fasa gas

NO₂ dan CO dikonsumsi pada saat pembentukan NO dan CO₂. Jika sebuah kuar dapat mengukur konsentrasi NO, laju reaksi rerata dapat diperkirakan dari nisbah perubahan konsentrasi NO,  ∆[NO] terhadap interval waktu, ∆t:

Jadi laju reaksi adalah besarnya perubahan konsentrasi reaktan atau produk dalam satu satuan waktu.  Perubahan laju konsentrasi setiap unsur dibagi dengan koefisiennya dalam persamaan yang seimbang/stoikiometri. Laju perubahan reaktan muncul dengan tanda negatif dan laju perubahan produk dengan tanda positif.

Untuk reaksi yang umum:

aA + bB → cC + dD

Lajunya ialah

Hubungan ini benar selama tidak ada unsur antara atau jika konsentrasinya bergantung pada waktu di sepanjang waktu reaksi.

Menentukan Laju Reaksi :

Perhatikan penguraian nitrogen dioksida, NO₂ menjadi nitrogen oksida, NO dan oksigen, O₂ :  2NO₂ → 2NO + O₂

a.  Tulislah pernyataan untuk laju rata-rata berkurangnya konsentrasi NO₂ dan laju rata-rata bertambahnya konsentrasi NO dan O₂.

b.  Jika laju rata-rata berkurangnya konsentrasi NO₂ ditetapkan dan dijumpai sebesar 4×10^_-13mol L^-1s^_-1, berapakah laju rata-rata padanannya (dari) bertambahnya konsentrasi NO dan O₂

Jawaban :

a.  Laju rata-rata berkurangnya konsentrasi NO₂ dinyatakan sebagai :

Laju rata-rata bertambahnya konsentrasi NO dan O₂ dinyatakan sebagai:

b.  Untuk tiap dua molekul NO₂ yang bereaksi terbentuk dua molekul NO. Jadi berkurangnya konsentrasi NO₂ dan bertambahnya konsentrasi NO berlangsung dengan laju yang sama

Beri Rating:

Sebarkan:

•    

Perubahan Entalpi Berdasarkan Energi Ikatan

Energi ikatan didefinisikan sebagai energi yang diperlukan untuk memutuskan 1 mol ikatan dari suatu molekul dalam wujud gas. Energi ikatan dinyatakan dalam kilojoule per mol (kJ mol ^-1 )

Energi berbagai ikatan diberikan pada tabel 1.

Tabel 1. Harga Energi ikatan berbagai molekul (kJ/mol)

Perubahan Entalpi Berdasarkan Entalpi Pembentukan

Kalor suatu reaksi dapat juga ditentukan dari data entalpi pembentukan zat pereaksi dan produknya. Dalam hal ini, zat pereaksi dianggap terlebih dahulu terurai menjadi unsur-unsurnya, kemudian unsur-unsur itu bereaksi membentuk zat produk. Secara umum untuk reaksi:

m AB + n CD —–> p AD  + q CB

ΔH⁰ = jumlah ΔH⁰ f (produk) -   jumlah ΔH⁰ f (pereaksi)

Perubahan Entalpi Berdasarkan Hukum Hess

Banyak reaksi yang dapat berlangsung secara bertahap. Misalnya pembakaran karbon atau grafit. Jika karbon dibakar dengan oksigen berlebihan terbentuk karbon dioksida menurut persamaan reaksi:

C(s) + O2 (g) —–> CO2 (g)            Δ H   = – 394 kJ

Reaksi diatas dapat  berlangsung melalui dua tahap. Mula-mula karbon dibakar dengan oksigen yang terbatas sehingga membentuk karbon monoksida. Selanjutnya, karbon monoksida itu dibakar lagi untuk membentuk karbon dioksida. Persamaan termokimia untuk kedua reaksi tersebut adalah:

C(s) + ½ O2 (g) —–> CO (g) ΔH   = – 111 kJ

CO (g) + ½ O2 (g) —–> CO2 (g) Δ H   = – 283 kJ

Jika kedua tahap diatas dijumlahkan, maka diperoleh:

C(s) + ½ O2 (g) —–> CO (g) ΔH   = – 111 kJ

CO (g) + ½ O2 (g) —–> CO2 (g) ΔH   = – 283 kJ

————————————————————————- +

C(s) + O2 (g) —–> CO2 (g)           ΔH   = – 394 kJ

Beri Rating:

Sebarkan:

•    

Entalpi Pembentukan

Perubahan entalpi pada pembentukan 1 mol zat langsung dari unsur-unsurnya disebut entalpi molar pembentukan atau entalpi pembentukan. Jika pengukuran dilakukan pada keadaan standar (298 k, 1 atm) dan semua unsur-unsurnya dalam bentuk standar, maka perubahan entalpinya disebut entalpi pembentukan standar(ΔHf ⁰). Entalpi pembentukan dinyatakan dalam kJ per mol (kJ mol ^-1).

Supaya terdapat keseragaman, maka harus ditetapkan keadaan standar, yaitu suhu 25 ⁰ C dan tekanan 1 atm. Dengan demikian perhitungan termokimia didasarkan pada keadaan standar.

Pada umumnya  dalam persamaan termokimia dinyatakan:

AB + CD ———-> AC + BD Δ H⁰ = x kJ/mol

Δ H⁰ adalah lambang dari perubahan entalpi pada keadaan itu. Yang dimaksud dengan bentuk standar dari suatu unsur adalah bentuk yang paling stabil dari unsur itu pada kondisi standar (298 K, 1 atm).

Untuk unsur yang mempunyai bentuk alotropi, bentuk standarnya ditetapkan berdasarkan pengertian tersebut. Misalnya, karbon yang dapat berbentuk intan dan grafit, bentuk standarnya adalah grafit, karena grafit adalah bentuk karbon yang paling stabil pada 298 K, 1 atm. Dua hal yang perlu diperhatikan berkaitan dengan entalpi pembentukan yaitu bahwa zat yang dibentuk adalah 1 mol dan dibentuk dari unsurnya dalam bentuk standar.

Contoh: Entalpi pembentukan etanol (C2H5OH) (l)  adalah -277,7 kJ per mol. Hal ini berarti: Pada pembentukan 1 mol (46 gram) etanol dari unsur-unsurnya dalam bentuk standar, yaitu karbon (grafit), gas hidrogen dan gas oksigen, yang diukur pada 298 K, 1 atm dibebaskan 277,7 kJ  dengan persamaan termokimianya adalah:
2 C (s, grafit) + 3H2 (g) + ½ O2 (g) –> C2 H5 OH (l) ΔH = -277,7kJ

Nilai entalpi pembentukan dari berbagai zat serta persamaan termokimia reaksi pembentukannya diberikan pada tabel 2 berikut.

Tabel 2. Nilai entalpi pembentukan berbagai zat & Persamaan termokimia reaksi pembentukannya

Beri Rating:

Sebarkan:

•    

Bilangan Kuantum

Menurut mekanika gelombang, setiap tingkat energi dalam atom diasosiasikan dengan satu atau lebih orbital. Untuk menyatakan kedudukan (tingkat energi, bentuk, serta orientasi) suatu orbital menggunakan tiga bilangan kuantum, yaitu bilangan kuantum utama (n), bilangan kuantum azimuth, dan bilangan kuantum magnetik (ml atau m) (James E. Brady, 1990).

1. Bilangan Kuantum Utama (n)

Bilangan kuantum utama (n) menyatakan tingkat energi utama atau kulit atom. Bilangan kuantum utama mempunyai harga mulai dari 1, 2, 3, dan seterusnya (bilangan bulat positif) serta dinyatakan dengan lambang K (n = 1), L (n = 2), dan seterusnya. Orbital-orbital dengan bilangan kuatum utama berbeda mempunyai tingkat energi yang berbeda secara nyata.

2. Bilangan Kuantum Azimuth (l)

Bilangan kuantum azimuth (l) menyatakan subkulit. Nilai-nilai untuk bilangan kuantum azimuth dikaitkan dengan nilai bilangan kuantum utamanya, yaitu semua bilangan bulat dari 0 sampai (n – 1).

3. Bilangan Kuantum Magnetik (ml atau m)

Bilangan kuantum magnetik (m) menyatakan orbital khusus yang ditempati elektron pada suatu subkulit. Bilangan kuantum magnetik juga menyatakan orientasi khusus dari orbital itu dalam ruang relatif terhadap inti. Nilai bilangan kuantum magnetik bergantung pada nilai kuantum azimuth, yaitu semua bilangan bulat mulai dari –l sampai dengan +l, termasuk 0.

4. Bilangan Kuantum Spin (ms atau s)

Sambil beredar mengintari inti, elektron juga berputar pada sumbunya. Gerak berputar pada sumbu ini disebut rotasi. Hanya ada dua kemungkinan arah rotasi elektron, yaitu searah atau berlawanan arah jarum jam. Kedua arah yang berbeda itu dinyatakan dengan bilangan kuantum spin (s) yang mempunyai nilai s = +1/ 2atau s = –1/ 2. Akibatnya satu orbital hanya dapat ditempati oleh maksimum dua elektron, di mana kedua elektron itu haruslah mempunyai spin yang berlawanan, sehingga menghasilkan medan magnet yang berlawanan pula. Medan magnet yang berlawanan ini diperlukan untuk mengimbangi gaya tolak-menolak listrik yang ada (karena muatan sejenis).

Dapat disimpulkan bahwa kedudukan suatu elektron dalam suatu atom dinyatakan oleh empat bilangan kuantum, yaitu:

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

b. Bilangan kuantum azimuth (l) menyatakan subkulitnya.

c. Bilangan kuantum magnetik (m) menyatakan orbitalnya.

d. 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.

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