Tabel Periodik Unsur
Sistem Periodik Unsur, Kegunaan dan Kaitan dengan Aturan Aufbau
Kegunaan
Sistem PeriodikSistem periodik dapat digunakan untuk memprediksi harga
bilangan oksidasi, yaitu:
1. Nomor golongan suatu unsur, baik unsur utama maupun unsur transisi, menyatakan bilangan oksidasi tertinggi yang dapat dicapai oleh unsur tersebut. Hal ini berlaku bagi unsur logam dan unsur non logam.
2. Bilangan oksidasi terendah yang dapat dicapai oleh suatu unsur bukan logam adalah nomor golongan dikurangi delapan. Adapun bilangan oksidasi terendah bagi unsur logam adalah nol. Hal ini disebabkan karena unsur logam tidak mungkin mempunyai bilangan oksidasi negatif.
Sistem Periodik dan Aturan Aufbau; Blok s, p, d, dan f
Kaitan antara sistem periodik dengan konfigurasi elektron (asas Aufbau) dapat dilihat seperti pada gambar di bawah.
Dapat kita lihat bahwa asas Aufbau bergerak dari kiri ke kanan sepanjang periode, kemudian meningkat ke periode berikutnya. Setiap periode dimulai dengan subkulit ns dan ditutup dengan subkulit np (n = nomor periode).
Berdasarkan jenis orbital yang ditempati oleh elektron terakhir, unsur-unsur dalam sistem periodik dibagi atas blok s, blok p, blok d, dan blok f.
a. Blok s: golongan IA dan IIA
Blok s tergolong logam aktif, kecuali H dan He. H tergolong nonlogam, sedangkan He tergolong gas mulia.
b. Blok p: golongan IIIA sampai dengan VIIIA
Blok p disebut juga unsur-unsur representatif karena di situ terdapat semua jenis unsur logam, nonlogam, dan metaloid.
c. Blok d: golongan IIIB sampai dengan IIB
Blok d disebut juga unsur transisi, semuanya tergolong logam.
d. Blok f: lantanida dan aktinida
Blok f disebut juga unsur transisi–dalam, semuanya tergolong logam. Semua unsur transisi–dalam periode 7, yaitu unsur-unsur aktinida, bersifat radioaktif.
1. Nomor golongan suatu unsur, baik unsur utama maupun unsur transisi, menyatakan bilangan oksidasi tertinggi yang dapat dicapai oleh unsur tersebut. Hal ini berlaku bagi unsur logam dan unsur non logam.
2. Bilangan oksidasi terendah yang dapat dicapai oleh suatu unsur bukan logam adalah nomor golongan dikurangi delapan. Adapun bilangan oksidasi terendah bagi unsur logam adalah nol. Hal ini disebabkan karena unsur logam tidak mungkin mempunyai bilangan oksidasi negatif.
Sistem Periodik dan Aturan Aufbau; Blok s, p, d, dan f
Kaitan antara sistem periodik dengan konfigurasi elektron (asas Aufbau) dapat dilihat seperti pada gambar di bawah.
Dapat kita lihat bahwa asas Aufbau bergerak dari kiri ke kanan sepanjang periode, kemudian meningkat ke periode berikutnya. Setiap periode dimulai dengan subkulit ns dan ditutup dengan subkulit np (n = nomor periode).
| 1s | 2s, 2p | 3s, 3p | 4s, 3d, 4p | 5s, 4d, 5p | 6s, 4f, 5d, 6p | 7s, 5f, 6d | |
| Periode | 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 |
a. Blok s: golongan IA dan IIA
Blok s tergolong logam aktif, kecuali H dan He. H tergolong nonlogam, sedangkan He tergolong gas mulia.
b. Blok p: golongan IIIA sampai dengan VIIIA
Blok p disebut juga unsur-unsur representatif karena di situ terdapat semua jenis unsur logam, nonlogam, dan metaloid.
c. Blok d: golongan IIIB sampai dengan IIB
Blok d disebut juga unsur transisi, semuanya tergolong logam.
d. Blok f: lantanida dan aktinida
Blok f disebut juga unsur transisi–dalam, semuanya tergolong logam. Semua unsur transisi–dalam periode 7, yaitu unsur-unsur aktinida, bersifat radioaktif.
Unsur – unsur Transisi (Peralihan) dan Transisi-Dalam
Unsur
- unsur TransisiUnsur-unsur transisi adalah unsur-unsur yang pengisian
elektronnya berakhir pada subkulit d. Berdasarkan prinsip Aufbau,
unsur-unsur transisi baru dijumpai mulai periode 4. Pada setiap periode
kita menemukan 10 buah unsur transisi, sesuai dengan jumlah elektron
yang dapat ditampung pada subkulit d. Diberi nama transisi karena
terletak pada daerah peralihan antara bagian kiri dan kanan sistem periodik. Aturan penomoran golongan unsur transisi adalah:
a. Nomor golongan sama dengan jumlah elektron pada subkulit s ditambah d.
b. Nomor golongan dibubuhi huruf B.
Catatan:
1. Jika s + d = 9, golongan VIIIB.
2. Jika s + d = 10, golongan VIIIB.
3. Jika s + d = 11, golongan IB.
4. Jika s + d = 12, golongan IIB.
Unsur-unsur Transisi-Dalam
Unsur-unsur transisi–dalam adalah unsur-unsur yang pengisian elektronnya berakhir pada subkulit f. Unsur-unsur transisi-dalam hanya dijumpai pada periode keenam dan ketujuh dalam sistem periodik, dan ditempatkan secara terpisah di bagian bawah. Sampai saat ini, unsur-unsur transisi-dalam belum dibagi menjadi golongan-golongan seperti unsur utama dan transisi. Unsur-unsur ini baru dibagi menjadi dua golongan besar, yaitu unsur lantanida dan unsur aktinida. Unsur-unsur lantanida (seperti lantanum), adalah unsur-unsur yang elektron terakhirnya mengisi subkulit 4f dan unsur-unsur aktinida (seperti aktinum), adalah unsur-unsur yang elektron terakhirnya mengisi subkulit 5f.
a. Nomor golongan sama dengan jumlah elektron pada subkulit s ditambah d.
b. Nomor golongan dibubuhi huruf B.
Catatan:
1. Jika s + d = 9, golongan VIIIB.
2. Jika s + d = 10, golongan VIIIB.
3. Jika s + d = 11, golongan IB.
4. Jika s + d = 12, golongan IIB.
| Unsur | Konfigurasi Elektron | Golongan |
| 21Sc | [A r ], 3d1, 4s2 | IIIB atau 3 |
| 22Ti | [A r ], 3d2, 4s2 | IVB atau 4 |
| 23V | [A r ], 3d3, 4s2 | VB atau 5 |
| 24Cr | [A r ], 3d5, 4s1 | VIB atau 6 |
| 25Mn | [A r ], 3d5, 4s2 | VIIB atau 7 |
| 26Fe | [A r ], 3d6, 4s2 | VIIIB atau 8 |
| 27Co | [A r ], 3d7, 4s2 | VIIIB atau 9 |
| 28Ni | [A r ], 3d8, 4s2 | VIIIB atau 10 |
| 29Cu | [A r ], 3d10, 4s1 | IB atau 11 |
| 30Zn | [A r ], 3d10, 4s2 | IIB atau 12 |
Unsur-unsur transisi–dalam adalah unsur-unsur yang pengisian elektronnya berakhir pada subkulit f. Unsur-unsur transisi-dalam hanya dijumpai pada periode keenam dan ketujuh dalam sistem periodik, dan ditempatkan secara terpisah di bagian bawah. Sampai saat ini, unsur-unsur transisi-dalam belum dibagi menjadi golongan-golongan seperti unsur utama dan transisi. Unsur-unsur ini baru dibagi menjadi dua golongan besar, yaitu unsur lantanida dan unsur aktinida. Unsur-unsur lantanida (seperti lantanum), adalah unsur-unsur yang elektron terakhirnya mengisi subkulit 4f dan unsur-unsur aktinida (seperti aktinum), adalah unsur-unsur yang elektron terakhirnya mengisi subkulit 5f.
Unsur – unsur Utama (Representatif)
Unsur-unsur
utama adalah unsur-unsur yang pengisian elektronnya berakhir pada
subkulit s atau subkulit p. Aturan penomoran golongan unsur utama
adalah:
a. Nomor golongan sama dengan jumlah elektron di kulit terluar.
b. Nomor golongan dibubuhi huruf A (sistem Amerika).
Beberapa contoh unsur dan golongannya:
Nama Nama Golongan unsur utama
Keterangan: n = nomor kulit
GM = nomor atom gas mulia
Catatan:
1. Hidrogen, dengan konfigurasi elektron 1s1, tidak termasuk golongan IA (alkali), meskipun sering ditempatkan sekolom dengan golongan alkali. Akan tetapi, hidrogen tidak dapat dimasukkan ke dalam golongan manapun, dan sebaiknya ditempatkan di tengah-tengah pada bagian atas sistem periodik.
2. Helium, dengan konfigurasi elektron 1s2, adalah salah satu gas mulia. Jadi, meskipun hanya memiliki dua elektron, helium termasuk golongan VIIIA.
a. Nomor golongan sama dengan jumlah elektron di kulit terluar.
b. Nomor golongan dibubuhi huruf A (sistem Amerika).
Beberapa contoh unsur dan golongannya:
| Unsur | Konfigurasi Elektron | Golongan |
| 3 Li | 1s2, 2s1 | IA atau 1 |
| 4 Be | 1s2, 2s2 | IIA atau 2 |
| 5 B | 1s2, 2s2, 2p1 | IIIA atau 13 |
| 6 C | 1s2, 2s2, 2p2 | IVA atau 14 |
| 7 N | 1s2, 2s2, 2p3 | VA atau 15 |
| 8 O | 1s2, 2s2, 2p4 | VIA atau 16 |
| 9 F | 1s2, 2s2, 2p5 | VIIA atau 17 |
| 10 Ne | 1s2, 2s2, 2p6 | VIIIA atau 18 |
| Golongan | Nama Golongan | Elektron Terluar | Nomor Atom |
| IA | alkali | ns1 | GM + 1 |
| IIA | alkali tanah | ns2 | GM + 2 |
| IIIA | boron | ns2 , np1 | GM – 5 |
| IVA | karbon | ns2, np2 | GM – 4 |
| VA | nitrogen | ns2, np3 | GM – 3 |
| VIA | oksigen | ns2, np4 | GM – 2 |
| VIIA | halogen | ns2, np5 | GM – 1 |
| VIIIA | gas mulia | ns2, np6 | GM |
GM = nomor atom gas mulia
Catatan:
1. Hidrogen, dengan konfigurasi elektron 1s1, tidak termasuk golongan IA (alkali), meskipun sering ditempatkan sekolom dengan golongan alkali. Akan tetapi, hidrogen tidak dapat dimasukkan ke dalam golongan manapun, dan sebaiknya ditempatkan di tengah-tengah pada bagian atas sistem periodik.
2. Helium, dengan konfigurasi elektron 1s2, adalah salah satu gas mulia. Jadi, meskipun hanya memiliki dua elektron, helium termasuk golongan VIIIA.
Hubungan Sistem Periodik dengan Konfigurasi Elektron
Para
ahli kimia pada abad ke-19 mengamati bahwa terdapat kemiripan sifat
yang berulang secara periodik (berkala) di antara unsur-unsur. Kita
telah mempelajari usaha pengelompokan unsur berdasarkan kesamaan sifat,
mulai dari Johann Wolfgang Dobereiner (1780 – 1849) pada tahun 1829
dengan kelompok-kelompok triad. Kemudian pada tahun 1865, John Alexander
Reina Newlands (1838 – 1898) mengemukakan pengulangan unsur-unsur secara oktaf, serta Julius Lothar Meyer (1830 – 1895) dan Dmitri Ivanovich Mendeleev (1834
– 1907) pada tahun 1869 secara terpisah berhasil menyusun unsur-unsur
dalam sistem periodik, yang kemudian disempurnakan dan diresmikan oleh
IUPAC pada tahun 1933. Unsur-unsur yang jumlah kulitnya sama ditempatkan
pada periode (baris) yang sama.
Nomor periode = jumlah kulit
Unsur-unsur yang hanya mempunyai satu kulit terletak pada periode pertama (baris paling atas). Unsur-unsur yang mempunyai dua kulit terletak pada periode kedua (baris kedua), dan seterusnya.
Contoh:
• 5B : 1s2, 2s2, 2p1 periode 2
• 15P : 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p3 periode 3
• 25Mn : [Ar], 3d5, 4s2 periode 4
• 35Br : [Ar], 3d10, 4s2, 4p5 periode 4
Dari contoh di atas, dapat disimpulkan bahwa untuk menentukan nomor periode suatu unsur dapat diambil dari nomor kulit paling besar. Dengan berkembangnya pengetahuan tentang struktur atom, telah dapat disimpulkan bahwa sifat-sifat unsur ditentukan oleh konfigurasi elektronnya, terutama oleh elektron valensi. Unsur-unsur yang memiliki struktur elektron terluar (elektron valensi) yang sama ditempatkan pada golongan (kolom) yang sama. Dengan demikian, unsur-unsur yang segolongan memiliki sifat-sifat kimia yang sama. Penentuan nomor golongan tidaklah sesederhana seperti penentuan nomor periode. Distribusi elektron-elektron terluar pada subkulit s, p, d, dan f sangatlah menentukan sifat-sifat kimia suatu unsur.
Nomor periode = jumlah kulit
Unsur-unsur yang hanya mempunyai satu kulit terletak pada periode pertama (baris paling atas). Unsur-unsur yang mempunyai dua kulit terletak pada periode kedua (baris kedua), dan seterusnya.
Contoh:
• 5B : 1s2, 2s2, 2p1 periode 2
• 15P : 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p3 periode 3
• 25Mn : [Ar], 3d5, 4s2 periode 4
• 35Br : [Ar], 3d10, 4s2, 4p5 periode 4
Dari contoh di atas, dapat disimpulkan bahwa untuk menentukan nomor periode suatu unsur dapat diambil dari nomor kulit paling besar. Dengan berkembangnya pengetahuan tentang struktur atom, telah dapat disimpulkan bahwa sifat-sifat unsur ditentukan oleh konfigurasi elektronnya, terutama oleh elektron valensi. Unsur-unsur yang memiliki struktur elektron terluar (elektron valensi) yang sama ditempatkan pada golongan (kolom) yang sama. Dengan demikian, unsur-unsur yang segolongan memiliki sifat-sifat kimia yang sama. Penentuan nomor golongan tidaklah sesederhana seperti penentuan nomor periode. Distribusi elektron-elektron terluar pada subkulit s, p, d, dan f sangatlah menentukan sifat-sifat kimia suatu unsur.
Perkembangan Sistem Periodik Unsur
Sistem
Periodik UnsurSetelah para ahli secara terus-menerus menemukan
unsur-unsur baru, maka jumlah unsur semakin banyak dan hal ini akan
menimbulkan kesulitan dalam mempelajarinya, jika tidak ada cara yang
praktis untuk mempelajarinya. Oleh karena itu, para ahli berusaha
membuat pengelompokan sehingga unsur-unsur tersebut tertata dengan baik.
Puncak dari usaha tersebut adalah terciptanya suatu tabel unsur yang disebut sistem
periodik unsur. Sistem periodik unsur ini mengandung banyak sekali
informasi tentang sifat-sifat unsur, sehingga sangat membantu dalam
mempelajari unsur-unsur yang kini berjumlah tidak kurang dari 118, yang
meliputi unsur alam dan unsur sintetis.
Perkembangan Sistem Periodik Unsur
Upaya untuk mengelompokkan unsur-unsur ke dalam kelompok-kelompok
tertentu sebenarnya sudah dilakukan para ahli sejak dulu, tetapi pengelompokan masa itu masih sederhana. Pengelompokan yang paling sederhana ialah membagi unsur ke dalam kelompok logam dan nonlogam.
Seiring perkembangan ilmu kimia, usaha pengelompokan unsur-unsur yang
semakin banyak tersebut dilakukan oleh para ahli dengan berbagai dasar pengelompokan yang berbeda-beda, tetapi tujuan akhirnya sama, yaitu mempermudah dalam mempelajari sifat-sifat unsur. Dimulai pada tahun 1829, Johan Wolfgang Dobereiner mengelompokkan unsur-unsur yang sangat mirip sifatnya. Ternyata tiap kelompok terdiri dari tiga unsur, sehingga kelompok itu disebut triad. Apabila unsur-unsur dalam satu triad disusun menurut kenaikan massa atom relatifnya, ternyata massa atom maupun sifat-sifat unsur yang kedua merupakan rata-rata dari massa atom relatif maupun sifat-sifat unsur pertama dan ketiga.
Sistem triad ini ternyata ada kelemahannya. Sistem ini kurang efisien karena
ternyata ada beberapa unsur lain yang tidak termasuk dalam satu triad, tetapi mempunyai sifat-sifat mirip dengan triad tersebut. Usaha selanjutnya dilakukan oleh seorang ahli kimia asal Inggris bernama A. R. Newlands, yang pada tahun 1864 mengumumkan penemuannya yang disebut hukum oktaf. Newlands menyusun unsur berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya. Ternyata unsur yang berselisih 1 oktaf (unsur ke-1 dan ke-8, unsur ke-2 dan unsur ke-9), menunjukkan kemiripan sifat. Hukum oktaf ini juga mempunyai kelemahan karena hanya berlaku untuk unsur-unsur ringan. Jika diteruskan, ternyata kemiripan sifat terlalu dipaksakan. Misalnya, Zn mempunyai sifat yang cukup berbeda dengan Be, Mg, dan Ca.
Berikut ini tabel yang memuat sebagian dari daftar oktaf Newlands.
Kemudian pada tahun 1869, seorang sarjana asal Rusia bernama Dmitri
Ivanovich Mendeleev, berdasarkan pengamatannya terhadap 63 unsur yang
sudah dikenal ketika itu, menyimpulkan bahwa sifat-sifat unsur adalah fungsi
periodik dari massa atom relatifnya dan persamaan sifat. Artinya, jika unsur-unsur disusun menurut kenaikan massa atom relatifnya, maka sifat tertentu akan berulang secara periodik. Mendeleev menempatkan unsur-unsur yang mempunyai kemiripan sifat dalam satu lajur vertikal, yang disebut golongan. Lajur-lajur horizontal, yaitu lajur unsur-unsur berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya, disebut periode. Sistem periodik Mendeleev ini mempunyai kelemahan dan juga keunggulan. Kelemahan sistem ini adalah penempatan beberapa unsur tidak sesuai dengan kenaikan massa atom relatifnya. Selain itu masih banyak unsur yang belum dikenal. Sedangkan keunggulan sistem periodik Mendeleev adalah bahwa Mendeleev berani mengosongkan beberapa tempat dengan keyakinan bahwa masih ada unsur yang belum dikenal (James E. Brady, 1990).
Kurang lebih 45 tahun berikutnya, tepatnya pada tahun 1914, Henry G. Moseley (1887 – 1915) menemukan bahwa urutan unsur dalam sistem periodik sesuai dengan kenaikan nomor atom unsur. Penempatan telurium (Ar = 128) dan iodin (Ar = 127) yang tidak sesuai dengan kenaikan massa atom relatif, ternyata sesuai dengan kenaikan nomor atomnya (nomor atom Te = 52; I = 53). Jadi, sifat periodik lebih tepat dikatakan sebagai fungsi nomor atom. Sistem periodik unsur modern disusun berdasarkan kenaikan nomor atom dan kemiripan sifat. Sistem periodik unsur modern merupakan penyempurnaan dari sistem periodik Mendeleev.
Perkembangan Sistem Periodik Unsur
Upaya untuk mengelompokkan unsur-unsur ke dalam kelompok-kelompok
tertentu sebenarnya sudah dilakukan para ahli sejak dulu, tetapi pengelompokan masa itu masih sederhana. Pengelompokan yang paling sederhana ialah membagi unsur ke dalam kelompok logam dan nonlogam.
Seiring perkembangan ilmu kimia, usaha pengelompokan unsur-unsur yang
semakin banyak tersebut dilakukan oleh para ahli dengan berbagai dasar pengelompokan yang berbeda-beda, tetapi tujuan akhirnya sama, yaitu mempermudah dalam mempelajari sifat-sifat unsur. Dimulai pada tahun 1829, Johan Wolfgang Dobereiner mengelompokkan unsur-unsur yang sangat mirip sifatnya. Ternyata tiap kelompok terdiri dari tiga unsur, sehingga kelompok itu disebut triad. Apabila unsur-unsur dalam satu triad disusun menurut kenaikan massa atom relatifnya, ternyata massa atom maupun sifat-sifat unsur yang kedua merupakan rata-rata dari massa atom relatif maupun sifat-sifat unsur pertama dan ketiga.
Sistem triad ini ternyata ada kelemahannya. Sistem ini kurang efisien karena
ternyata ada beberapa unsur lain yang tidak termasuk dalam satu triad, tetapi mempunyai sifat-sifat mirip dengan triad tersebut. Usaha selanjutnya dilakukan oleh seorang ahli kimia asal Inggris bernama A. R. Newlands, yang pada tahun 1864 mengumumkan penemuannya yang disebut hukum oktaf. Newlands menyusun unsur berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya. Ternyata unsur yang berselisih 1 oktaf (unsur ke-1 dan ke-8, unsur ke-2 dan unsur ke-9), menunjukkan kemiripan sifat. Hukum oktaf ini juga mempunyai kelemahan karena hanya berlaku untuk unsur-unsur ringan. Jika diteruskan, ternyata kemiripan sifat terlalu dipaksakan. Misalnya, Zn mempunyai sifat yang cukup berbeda dengan Be, Mg, dan Ca.
Berikut ini tabel yang memuat sebagian dari daftar oktaf Newlands.
Kemudian pada tahun 1869, seorang sarjana asal Rusia bernama Dmitri
Ivanovich Mendeleev, berdasarkan pengamatannya terhadap 63 unsur yang
sudah dikenal ketika itu, menyimpulkan bahwa sifat-sifat unsur adalah fungsi
periodik dari massa atom relatifnya dan persamaan sifat. Artinya, jika unsur-unsur disusun menurut kenaikan massa atom relatifnya, maka sifat tertentu akan berulang secara periodik. Mendeleev menempatkan unsur-unsur yang mempunyai kemiripan sifat dalam satu lajur vertikal, yang disebut golongan. Lajur-lajur horizontal, yaitu lajur unsur-unsur berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya, disebut periode. Sistem periodik Mendeleev ini mempunyai kelemahan dan juga keunggulan. Kelemahan sistem ini adalah penempatan beberapa unsur tidak sesuai dengan kenaikan massa atom relatifnya. Selain itu masih banyak unsur yang belum dikenal. Sedangkan keunggulan sistem periodik Mendeleev adalah bahwa Mendeleev berani mengosongkan beberapa tempat dengan keyakinan bahwa masih ada unsur yang belum dikenal (James E. Brady, 1990).
Kurang lebih 45 tahun berikutnya, tepatnya pada tahun 1914, Henry G. Moseley (1887 – 1915) menemukan bahwa urutan unsur dalam sistem periodik sesuai dengan kenaikan nomor atom unsur. Penempatan telurium (Ar = 128) dan iodin (Ar = 127) yang tidak sesuai dengan kenaikan massa atom relatif, ternyata sesuai dengan kenaikan nomor atomnya (nomor atom Te = 52; I = 53). Jadi, sifat periodik lebih tepat dikatakan sebagai fungsi nomor atom. Sistem periodik unsur modern disusun berdasarkan kenaikan nomor atom dan kemiripan sifat. Sistem periodik unsur modern merupakan penyempurnaan dari sistem periodik Mendeleev.
Tabel Periodik Unsur dan Struktur Atom
Pernahkah
Anda berpikir bagaimana seandainya sepotong besi dipotong menjadi dua,
kemudian setiap bagian dipotong lagi menjadi dua, kemudian setiap bagian
yang kecil dipotong menjadi dua lagi, dan seterusnya sampai bentuk yang
terkecil. Kira-kira apa yang akan Anda peroleh? Pernahkah juga Anda
berpikir hamparan pasir di pantai yang dari kejauhan tampak seperti hamparan permadani,
tetapi ketika didekati dan dipegang ternyata hanya butiran-butiran
kecil. Nah, seperti itulah juga semua zat yang ada di dunia ini yang
juga tersusun atas partikel-partikel paling kecil yang menyusun zat yang
lebih besar. Partikel terkecil yang menyusun setiap zat di dunia ini
oleh para ilmuwan dikenal dengan sebutan atom.
Untuk mengawali pelajaran kimia di kelas X ini, Anda akan mempelajari
tentang struktur atom, bagaimana bentuk atom itu, apa saja partikel
penyusun atom, berapa banyak atom di dunia ini, bagaimana upaya para
ahli untuk mengelompokkan atom – atom tersebut agar mudah dipelajari,
dan lain-lain. Selamat memasuki dunia ilmu kimia yang penuh dengan
keajaiban dan keindahan serta penuh pelajaran untuk kemaslahatan hidup
di dunia.
Tidak ada komentar:
Posting Komentar