Konfigurasi Elektron dan Diagram orbital

Konfigurasi Elektron dan Diagram Orbital

Dalam penulisan konfigurasi elektron dan diagram orbital perlu berlandaskan pada tiga prinsip utama yaitu prinsip aufbau, aturan Hund dan aturan penuh setengah penuh.

A. Azas Aufbau

Azas Aufbau menyatakan bahwa :“Pengisian elektron dimulai dari subkulit yang berenergi paling rendah dilanjutkan pada subkulit yang lebih tinggi energinya”. Dalam setiap sub kulit mempunyai batasan elektron yang dapat diisikan yakni :

Subkulit s maksimal berisi 2 elektron

Subkulit p maksimal berisi 6 elektron

Subkulit d maksimal berisi 10 elektron

Subkulit f maksimal berisi 14 elektron

Berdasarkan ketentuan tersebut maka urutan pengisian (kofigurasi) elektron mengikuti tanda panah pada gambar berikut!

Berdasarkan diagram di atas dapat disusun urutan konfigurasi elektron sebagai berikut :

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² …. dan seterusnya

Keterangan :

Jumlah elektron yang ditulis dalam konfigurasi elektron merupakan jumlah elektron maksimal dari subkulit tersebut kecuali pada bagian terakhirnya yang ditulis adalah elektron sisanya. Perhatikan contoh di bawah ini :

Jumlah elektron Sc adalah 21 elekron kemudian elektron-elektron tersebut kita isikan dalam konfigurasi elektron berdasarkan prinsip aufbau di atas. Coba kalian perhatikan, ternyata tidak selalu kulit yang lebih rendah ditulis terlebih dahulu (4s ditulis dahulu dari 3d). Hal ini karena semakin besar nomor kulitnya maka selisih energi dengan kulit di atasnya semakin kecil sementara jumlah sub kulitnya semakin banyak sehingga terjadi tumpang tindih urutan energi sub kulitnya. Untuk mempermudah penilisan tingkatenerginya digunakan prinsip aufbau di atas. Untuk keteraturan penulisan, 3d boleh ditulis terlebih dahulu dari 4s namun pengisian elektronnya tetap mengacu pada prinsip aufbau. hal ini terkesan remeh tapi penting..... jadi bila kalian disuruh menuliskan bilangan kuantum dari elektron terakhir dari Sc maka elektron tersebut terletak pada sub kulit 3d bukan 4s, walau dalam penulisan terakhir sendiri adalah sub kulit 4s.....cirinya pada sub kulit 3d tidak terisi penuh elektron sedangkan sub kulit 4s nya terisi penuh.

Penulisan konfigurasi elektron dapat disingkat dengan penulisan atom dari golongan gas mulia yaitu : He (2 elektron), Ne (10 elektron), Ar (18 elektron), Kr (36 elektron), Xe (54 elektron) dan Rn ( 86 elektron). Hal ini karena pada konfigurasi elektron gas mulia setiap sub kulitnya terisi elektron secara penuh.

Skema yang digunakan untuk memudahkan penyingkatan sebagai berikut :

Contoh penyingkatan konfigurasi elektron :

Konfigurasi elektron dalam atom selain diungkapkan dengan diagram curah hujan, seringkali diungkapkan dalam diagram orbital. Ungkapan yang kedua akan bermanfaat dalam menentukan bentuk molekul dan teori hibridisasi.

Yang harus diperhatikan dalam pembuatan diagram orbital :

1. Orbital-orbital dilambangkan dengan kotak

2. Elektron dilambangkan sebagai tanda panah dalam kotak

3. Banyaknya kotak ditentukan berdasarkan bilangan kuantum magnetik, yaitu:

4. Untuk orbital-orbital yang berenergi sama dilambangkan dengan sekelompok kotak yang bersisian, sedangkan orbital dengan tingkat energi berbeda digambarkan dengan kotak yang terpisah.

5. Satu kotak orbital berisi 2 elektron, satu tanda panah mengarah ke atas dan satu lagi mengarah ke bawah. Pengisan elektron dalam kotak-kotak orbital menggunakan aturan Hund.

B. Aturan Hund

Friedrich Hund (1927), seorang ahli fisika dari Jerman mengemukakan aturan pengisian elektron pada orbital yaitu :

“orbital-orbital dengan energi yang sama, masing-masing diisi lebih dulu oleh satu elektron arah (spin) yang sama dahulu kemudian elektron akan memasuki orbital-orbital secara urut dengan arah (spin) berlawanan atau dengan kata lain dalam subkulit yang sama semua orbital masing-masing terisi satu elektron terlebih dengan arah panah yang sama kemudian sisa elektronnya baru diisikan sebagai elektron pasangannya dengan arah panah sebaliknya”.

Coba perhatikan contoh diagram elektron di bawah ini, khususnya pada bagian akhirnya :

Pada pengisian diagram orbital unsur S pada konfigurasi 3p4, 3 elektron diisikan terlebih dahulu dengan gambar tanda panah ke atas baru sisanya 1 elektron digambar dengan tanda panah ke bawah.

C. Aturan Penuh Setengah Penuh

Sifat ini berhubungan erat dengan hibridisasi elektron. Aturan ini menyatakan bahwa : “suatu elektron mempunyai kecenderungan untuk berpindah orbital apabila dapat membentuk susunan elektron yang lebih stabil.....untuk konfigurasi elektron yang berakhiran pada sub kulit d berlaku aturan penuh setengah penuh. Untuk lebih memahamkan teori ini perhatikan juga contoh di bawah ini :

₂₄Cr = 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁴  menjadi ₂₄Cr = 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d⁵

dari contoh terlihat apabila 4s diisi 2 elektron maka 3d kurang satu elektron untuk menjadi setengah penuh....maka elektron dari 4s akan berpindah ke 3d. hal ini juga berlaku untuk kasus :

₂₉Cu = 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁹  menjadi ₂₉Cu = 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d¹⁰

Penentuan Periode dan Golongan Suatu Unsur

Untuk menentukan letak periode suatu unsur relatif mudah. Periode suatu unsur sama dengan nomor kulit terbesarnya dalam konfigurasi elektron. musalnya :

₂₄Cr = 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d⁵

Nomor kulit terbesarnya adalah 4 (dalam 4s1) maka Cr terletak dalam periode 4

Sedangkan untuk menentukan golongan menggunakan tabel. Bila subkulit terakhirnya pada s atau p maka digolongkan dalam golongan A (utama) sedangkan bila subkulit terakhirnya pada d maka digolongkan dalam golongan B (transisi). Lebih lengkapnya coba perhatikan tabel di bawah ini :

Coba kalian perhatikan tabel di atas. Untuk memudahkan pengingatan golongan A dimulai dari golongan I A sedangkan golongan B dimulai dari III B. selain itu jika subkulit terakhirnya p atau d maka sub kulit s sebelumnya diikutkan. Pada golongan VI B dan I B berlaku aturan penuh setengah penuh.

Sebagai contoh :

₂₄Cr = 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d⁵

Periode = 4

Golongan = VI B

Sumber: http://mediabelajaronline.blogspot.com/2010/09/konfigurasi-elektron-dan-diagram.html

Tags: Konfigurasi Elektron dan Diagram Orbital, Konfigurasi Elektron, Diagram Orbital, Orbital, Konfigurasi, Diagram, belajar Konfigurasi Elektron dan Diagram Orbital, cara Konfigurasi Elektron dan Diagram Orbital, mempelajari Konfigurasi Elektron dan Diagram Orbital, Penentuan Periode dan Golongan Suatu Unsur, Aturan Penuh Setengah Penuh, Aturan Hund, Azas Aufbau, Aufbau, Hund

Share :

•  
•  
•  
•  
•  

·         Pengertian Amonia NH3

·         Admin 01/03/2016 Kimia 1 Comment

·         Amonia (NH₃) adalah gas tidak berwarna berbau tajam dan sangat larut dalam air terdiri dari nitrogen dan hidrogen. Amonia adalah senyawa yang stabil dan berfungsi sebagai bahan awal untuk produksi banyak senyawa nitrogen yang penting secara komersial.

·         Penggunaan amonia

·         Penggunaan utama amonia adalah sebagai pupuk. Amonia dapat diterapkan secara langsung atau dalam bentuk garam-garam amonium, seperti amonium nitrat, NH₄NO₃, amonium sulfat, (NH₄)₂SO₄, dan berbagai amonium fosfat. Urea, (H₂N)₂C = O, juga digunakan sebagai sumber nitrogen untuk pupuk.

·         Amonia juga digunakan dalam pembuatan bahan peledak komersial (misalnya, trinitrotoluene (TNT), nitrogliserin, dan nitroselulosa). Amonia cair adalah pelarut yang mengandung amonium hidroksida, dan digunakan sebagai cairan pembersih rumah tangga.

·         Dalam industri tekstil, amonia digunakan dalam pembuatan serat sintetis, seperti nilon dan rayon. Selain itu, digunakan dalam proses pencelupan dan gerusan dari kapas, wol, dan sutra. Amonia berfungsi sebagai katalis dalam produksi beberapa resin sintetis. Lebih penting lagi, menetralkan asam produk dari penyulingan minyak bumi, dan industri karet mencegah pembekuan lateks mentah selama transportasi dari perkebunan ke pabrik. Amonia juga digunakan baik dalam proses amonia-soda (juga disebut proses Solvay), metode yang banyak digunakan untuk memproduksi soda abu, dan proses Ostwald, sebuah metode untuk mengubah amonia menjadi asam nitrat.

·         Amonia digunakan dalam berbagai proses metalurgi, termasuk nitridasi lembaran alloy  untuk mengeraskan permukaan mereka. Karena amonia bisa diurai dengan mudah untuk menghasilkan hidrogen, itu adalah sumber portabel yang nyaman atom hidrogen untuk pengelasan. Selain itu, ammonia dapat menyerap sejumlah besar panas dari sekitarnya (yaitu, satu gram amonia menyerap 327 kalori panas), yang membuatnya berguna sebagai pendingin dalam peralatan pendingin dan AC. Akhirnya, penggunaan kecil amonia adalah dimasukkan dalam zat-zat pembersih rumah tangga tertentu.

·         Sejarah amonia

·         Amonia murni pertama kali dibuat oleh ilmuwan Inggris Joseph Priestley fisik pada tahun 1774, dan komposisi yang tepat yang ditentukan oleh kimiawan Perancis Claude-Louis Berthollet pada 1785. Amonia secara konsisten di antara lima teratas bahan kimia yang diproduksi di Amerika Serikat. Metode komersial utama memproduksi amonia dengan proses Haber-Bosch, yang melibatkan reaksi langsung dari hidrogen dan unsur unsur nitrogen.

·         N₂ + 3H₂ → 2NH₃

·         Reaksi ini memerlukan penggunaan katalis, tekanan tinggi (100-1000 atmosfer), dan suhu tinggi (400-550 ° C [750-1020 ° F]). Sebenarnya, keseimbangan antara unsur-unsur dan amonia mendukung pembentukan amonia pada suhu rendah, tetapi suhu tinggi diperlukan untuk mencapai tingkat yang memuaskan pembentukan amonia. Beberapa katalis yang berbeda dapat dimanfaatkan. Biasanya katalis besi yang mengandung oksida besi. Namun, baik magnesium oksida pada aluminium oksida yang telah diaktifkan oleh oksida logam alkali dan rutenium pada karbon telah digunakan sebagai katalis. Di laboratorium, amonia terbaik disintesis oleh hidrolisis dari nitrida.

·         Mg₃N₂ logam + 6H₂O → 2NH₃ + 3 mg (OH)₂

·         Sifat fisik amonia

·         Amonia adalah gas tidak berwarna dengan bau yang tajam menyengat. Titik didihnya adalah -33,35 ° C (-28,03 ° F), dan titik bekunya adalah -77,7 ° C (-107,8 ° F). Memiliki kalor penguapan tinggi (23,3 kilojoule per mol pada titik didihnya) dan dapat ditangani sebagai cairan dalam wadah termal terisolasi di laboratorium. (Kalor penguapan suatu zat adalah jumlah kilojoule yang dibutuhkan untuk menguapkan satu mol zat dengan tidak ada perubahan suhu.) Molekul amonia memiliki bentuk piramida trigonal dengan atom hidrogen tiga dan sepasang elektron melekat pada atom nitrogen. Konstanta dielektrik amonia (22 pada -34 ° C [-29 ° F]) adalah lebih rendah dari air (81 pada 25 ° C [77 ° F]), jadi pelarut yang lebih baik untuk bahan organik.

·         Pembakaran amonia menghasilkan gas nitrogen dan air.

·         4NH₃ + 3O₂ + panas → 2N₂ + 6H₂O

·         Namun, dengan penggunaan katalis dan di bawah kondisi suhu yang tepat, amonia bereaksi dengan oksigen untuk menghasilkan oksida nitrat, NO, yang dioksidasi menjadi nitrogen dioksida, NO₂, dan digunakan dalam sintesis industri asam nitrat.

·         Amonia mudah larut dalam air dengan pelepasan panas.

·         NH₃ + H₂O ⇌ NH₄ + + OH^–

ini larutan basa amonia dan kadang-kadang disebut larutan amonium hidroksida (NH₄OH).
Amonia cair digunakan secara luas sebagai pelarut berair. Logam alkali serta logam alkali tanah berat dan bahkan beberapa logam transisi larut dalam amonia cair, menghasilkan l1. STRUKTUR ATOM, BENTUK MOLEKUL dan IKATAN KIMIA

0

Struktur Atom, Sistem Periodik dan Ikatan Kimia

 Most glorious God created the universe and its contents. Lien unfold with a wide ripple and gelombangnya never boring. High-pitched mountain covered fog. No one who will not be amazed to see the beauty of nature.

Behind the beauty of nature indeed there is a secret that can disingkap with chemical theory. Sea water, sand, sun, stars and other objects in nature is composed of the atoms.

I. Trio Conceptor of Modern Atomic Theory

Louis Victor Pierre Raymond Duc de Broglie (1892 – 1977)
In his dissertation to reach doctor, he revealed that the substance and radiation have nature of waves and particles.
Werner Karl Heisenberg (1901 – 1976)
When completed his postdoctoral assisted by Niels Bohr, Heisenberg succeeded formulating Uncertainty Principle.
Erwin Schrodinger (1887 – 1961)
He formulate the equation wave mechanics.
Struktur Atom

Suatu atom tersusun atas inti atom yang dikelilingi oleh elektron yang bermuatan negatif. Adapun inti atom terdiri atas proton yang bermuatan positif dan ne
utron yang tidak bermuatan. Dengan demikian, suatu atom dikatakan bermuatan netral, yang berarti jumlah proton pada inti atom
sama dengan jumlah elektron yang mengelilingi inti.

Pada saat antaratom saling bereaksi, ternyata hanya bagian luar dari atom (elektron) yang bereaksi. Oleh karena itu, penyusunan elektron pada bagian luar dari suatu atom perlu dikaji lebih lanjut.

II.  Teori Atom Bohr dan Mekanika Kuantum
1.        Teori Atom Bohr
Pada tahun 1913, berdasarkan analisis spektrum atom dan teori kuantum  yang dikemukakan oleh Max Plank, Niels Bohr mengajukan model atom hidrogen, yaitu atom yang hanya mengandung satu elektron. Menurut Bohr elektron beredar mengitari intinya pada tingkat-tingkat energi tertentu, bagaikan planet-planet mengitari matahari dan elektron dapat berpindah dari tingkat energi satu ke tingkat energi yang lain.
Model Atom Bohr mempunyai beberapa kelemahan:
a.       Teori atom Bohr hanya dapat menerangkan spektrum atom yang sederhana, misal Hidrogen, dan tidak dapat menerangkan yang lebih rumit (nomor atom > 1)
b.      Teori Bohr tidak dapat menjelaskan pengaruh medan magnet dalam atom hidrogen.
Oleh karena itu, tidak mungkin membayangkan elektron beredar mengitari inti menurut suatu orbit berbentuk lingkaran dengan jari- jari tertentu.
Kekurangan model atom Bohr disempurnakan dengan model atom
mekanika kuantum yang dikemukakan oleh Erwin Schrodinger pada tahun 1927, seorang ilmuan dari Austria.
2.     Teori atom mekanika kuantum
Teori Atom Mekanika Kuantum didasarkan pada dualisme sifat elektron yaitu sebagai gelombang dan sebagai partikel.
Menurut de Broglie, cahaya dapat berperilaku sebagai materi dan berperilaku sebagai gelombang (dikenal dengan istilah dualisme gelombang partikel). Menurut Heisenberg, tidak mungkin menentukan kecepatan dan posisi elektron secara bersamaan, tetapi yang dapat ditentukan hanyalah keboleh jadian menemukan elektron pada jarak tertentu dari inti.
Erwin Schrodinger mengajukan teori yang disebut teori atom mekanika kuantum ”Kedudukan elektron dalam atom tidak dapat ditentukan dengan pasti yang dapat ditentukan adalah kemungkinan menemukna elektron sebagai fungsi jarak dari inti atom”.
Daerah dangan kemungkinan terbesar ditemukan elektron disebut orbital. Orbital digambarkan berupa awan, yang tebal tipisnya menyatakan besar kecilnya kemungkinan ditemukan elektron di daerah tersebut. Kemudian Werner Heisenberg mengemukakan bahwa metode eksperimen yang digunakan untuk menemukan posisi atau momentum suatu partikel seperti elektron dapat menyebabkan perubahan, baik pada posisi, momentum atau keduanya.
Teori Schrodinger dan prinsip ketidakpastian Heisenberg melahirkan model atom mekanika kuantum sebagai berikut:
a.       Posisi elektron dalam atom tidak dapat ditentukan dengan pasti.
b.      Atom mempunyai kulit elektron.
c.       Setiap kulit elektron memiliki subkulit elektron.
d.      Setiap subkulit elektron memiliki sub-sub kulit elektron.

Geometri Molekul
Di dalam kehidupan sehari-hari banyak benda yang dapat berfungsi karena memiliki bentuk yang khusus, misalnya sarung tangan bentuknya seperti tangan. Molekul-molekul senyawa pun memiliki bentuk molekul tertentu. Bentuk bentuk tersebut dapat mempengaruhi terjadinya suatu proses atau reaksi kimia.
Bentuk molekul dapat pula menyebabkan perbedaan sifat-sifat dari berbagaimolekul. Sifat-sifat fisik dari suatu molekul sangat bergantung dari gaya antarmolekul penyusunnya. Gaya antarmolekul yang dikenal adalah gaya van der Waals dan ikatan hidrogen. Pada bab ini akan diuraikan tentang bentuk molekul berdasarkan teori tolakan pasangan elektron di sekitar atom pusat, teori hibridisasi, serta gaya antarmolekul dan hubungannya dengan sifat-sifat fisik molekul.
I.   Bentuk Orbital
Bentuk orbital bergantung pada bilangan kuantum azimut (l). Orbital dengan bilangan kuantum azimut yang sama akan mempunyai bentuk yang sama.
1.      Subkulit s
Bentuk orbital subkulit (s) seperti bola, di manapun elektron beredar akan mempunyai jarak yang sama terhadap inti.
2.      Subkulit p
Rapatan elektron terdistribusi pada bagian yang saling berlawanan dengan inti atom. Inti terletak pada simpul dengan kerapatan elektron adalah nol. Orbital p mempunyai bentuk seperti balon terpilin. Dengan memiliki 3 harga m (-1, 0, +1), maka orbital p ada 3 macam yaitu px, py, pz.
3.      Subkulit d
Subkulit d mempunyai 5 orbital , yaitu dxy, dzx, dyz, dz2, dx2- y2.
II. Konfigurasi elektron dan sistem periodik
Konfigurasi elektron menggambarkan distribusi elektron dalam orbital atom. Elektron tersusun dalam atom menurut tiga aturan:
1.      Asas Aufbau
Mempunyai prinsip bahwa pengisian elektron pada orbital di mulai dari tingkat energi terendah ke tingkat energi yang lebih tinggi.
2.      Asas Larangan Pauli
Asas larangan Pauli menyatakan bahwa tidak ada dua elektron dalam sebuah atom apa pun dapat mempunyai keempat bilangan kuantum yang sama.
3.   Asas Hund
Menurut aturan Hund, pengisian elektron pada orbital-orbital yang tingkat energinya sama, elektron tidak berpasangan terlebih dahulu sebelum orbital-orbital lainnya masing-masing terisi 1 elektron.
III. Hubungan konfigurasi elektron dan letak unsur dalam Sistem Periodik
Sistim periodik unsur terdiri dari dua golongan besar, yaitu golongan utama (A) dan golongan transisi (B). Konfigurasi elektron atom-atom unsur dapat dikelompokkan ke dalam blok sebagai berikut:

1. Unsur Blok s

Unsur yang  konfigurasi elektron yang  diakhiri dengan subkulit s. Unsur-unsur yang termasuk blok s adalah unsur-unsur golongan IA dan IIA.

2. Unsur Blok p

Konfigurasi elektron yang diakhiri dengan subkulit p. Unsur yang termasuk golongan p adalah unsur-unsur golongan IIIA sampai VIIIA.

3. Uusur Blok d

Konfigurasi elektron yang diakhiri dengan subkulit d. Unsur yang termasuk blok d adalah unsur golongan IB sampai golongan VIIIB.

4. Unsur blok f

Konfigurasi elektron yang diakhiri subkulit f. Unsur yang termasuk blok f adalah unsur-unsur golongan Lantanida dan golongan Aktinida.
IV. Penentuan Golongan Dan Perioda
Golongan ditentukan oleh elektron valensi, sedangkan Perioda ditentukan oleh jumlah kulit yang terisi penuh.
a.        Golongan Utama (Golongan A)
Unsur-unsur golongan A menempati blok s dan blok p, yaitu unsur-unsur yang mempunyai konfigurasi elektron dengan elektron valensi pada orbital s dan p.
1.      Unsur Blok s
Unsur-unsur blok s mempunyai konfigurasi elektron valensi s¹ dan s². Pada tabel periodik menempati golongan IA untuk orbital s yang terisi satu elektron dan golongan IIA untuk orbital s yang terisi dua elektron.
2.  Unsur Blok p
Unsur- unsur blok p yang tersusun dari atom dengan konfigurasi elektron terakhirnya berada pada subkulit s dan subkulit p termasuk unsur – unsur blok p.
b.        Golongan Transisi (Golongan B)
Unsur-unsur yang termasuk golongan transisi adalah unsur-unsur yang elektron terakhirnya terdapat pada subkulit d dan subkulit f. Unsur golongan transisi termasuk ke dalam unsur blok d dan blok f.
1.      Unsur Blok d
Untuk unsur blok d, electron valensinya adalah electron pada kulit terluar dan electron pada subkulit d dari kulit kedua terluar.
2.      Unsur Blok f
Atom unsure blok f mempunyai electron valensi subkulit s pada kulit terluar dan electron pada subkulit f dari kulit ke tiga terluar. Blok f terdiri dari dua golongan, yaitu golongan lantanida dan aktinida.
a.       Unsur lantanida golongan yang memiliki electron valensi pada orbital 6s² 4f¹ sampai denagn orbital 6s²4f¹⁴
b.         Unsur aktinida
Golongan yang memiliki elektron valensi pada orbital 7s² 5f¹ sampai dengan orbital 7s² 5f¹⁴.
V. Bilangan Kuantum dan Bentuk Orbital
1. Bilangan Kuantum
Untuk menyatakan kedudukan, bentuk, serta orientasi suatu orbital digunakan empat bilangan kuantum, sebagai berikut:
a.        Bilangan kuantum utama (n)
Menyatakan tingkat energi utama/ kulit atom. Nilai n dari bilangan kuantum utama adalah 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7.. Kulit-kulit diberi nama K, L, M, N, O, P, dan Q. Bilangan kuantum utama paling banyak ditempati oleh 2n² elektron (n = jumlah kulit).
b.   Bilangan Kuantum Azimut (l)
Menyatakan subkulit mana elektron berada. Nilai bilangan Azimut yaitu dari 0 sampai (n-1). Nilai l = 0, 1, 2, …(n-1).
Harga l                : 0  1  2  3  4 dan seterusnya.
Lambang kulit     : s  p  d  f  g  dan seterusnya.
c.         Bilangan Kuantum magnetik (m)
Menyatakan orbital mana yang ditempati elektron pada suatu subkulit. Nilai m bergantung pada bilangan kuantum azimut, yaitu bilangan bulat mulai dari -1 sampai +1. Nilai m = -1. 0. +1.
Misal:  l = 0, maka m = 0 hanya terdapat 1 orbital
l = 1, maka m = -1, 0, +1, terdapat 3 orbital
l = 2,  maka m = -2, -1, 0, +1, +2, terdapat 5 orbital, dan seterusnya.
d.   Bilangan Kuantum Spins (s)
Menyatakan ke arah mana elektron beredar. Selain mengitari inti elektron berputar pada sumbunya. Ada 2 kemungkinan arah rotasi elektron, yaitu searah dan berlawanan arah dengan jarum jam dengan nilai s = + ½ dan s = -½.
s =   + ½ , digambarkan dengan tanda panah ke atas ↑
s = -½, digambarkan dengan tanda panah ke bawah