ORBIT ELEKTRON
1.
Pengertian
Elektron, Orbit dan Orbit Elektron
a.Pengertian Elektron
Elektron
adalah partikel subatom yang bermuatan negatif
dan umumnya ditulis sebagai e-.
Elektron tidak memiliki komponen dasar ataupun substruktur apapun yang
diketahui, sehingga ia dipercayai sebagai partikel
elementer.
Elektron memiliki massa sekitar 1/1836 massa proton. Momentum sudut (spin)
instrinsik elektron adalah setengah nilai integer dalam satuan ħ, yang berarti bahwa ia termasuk fermion. Antipartikel elektron disebut sebagai positron, yang identik dengan elektron,
tapi bermuatan positif. Ketika sebuah elektron bertumbukan dengan positron, keduanya kemungkinan dapat
saling berhambur ataupun musnah total, menghasilan sepasang
(atau lebih) foton sinar gama.
b. Pengertian Orbit
Orbit adalah
lintasan suatu benda mengeliling pusat inti lintasan. misal, bumi mengorbit
matahri, bulan mengorbit bumi, keduanya memiliki jalur khusus yang cukup pasti
untuk ditentukan pada waktu dan tempat tertentu.
Sedangkan untuk
elektron kita juga sama, membicarakan dimana elektron tersebut beada dalam
mengelilingi inti atom. hanya saja akibat dari sifat dualisme elektron sebagai
gelombang dan partikel secara bersamaan, kita tidak akan bisa menentukan dengan
tepat posisi elektron pada waktu tertentu. dikarenakan oleh gerakannya yang
sangat cepat dan massanya yang sangat amat kecil, bahkan ketika kita
mengirimkan cahaya/gelombang pendeteksi untuk mengetahui posisi eletron,
seketika itu pula gelombang/energi pendeteksi tersebut merubah posisi elekrron.
Kita tetap bisa
mengetahui lokasi keberadaan atom tersebut, hanya saja kali ini lokasinya
adalah bukan berupa lintasan tetap berupa satu lingkaran/elips , tetapi adalah
berupa sebaran tempat/ruang yang mempunyai probabilitas/kemungkinan terbesar
untuk kita dapat menemui elektron. tempat itu dinamakan orbital
c.
Pengertian
Orbit Elektron
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.
Orbital
atom adalah sebuah fungsi
matematika yang menggambarkan perilaku sebuah elektron
ataupun sepasang elektron bak-gelombang dalam sebuah atom. Fungsi ini
dapat digunakan untuk menghitung probabilitas penemuan elektron dalam
sebuah atom pada daerah spesifik mana pun di sekeliling inti atom. Dari fungsi
inilah kita dapat menggambarkan sebuah grafik tiga dimensi yang menunjukkan
kebermungkinan lokasi elektron. Oleh karena itu, istilah orbital atom dapat
pula secara langsung merujuk pada daerah tertentu pada sekitar atom yang
ditentukan oleh fungsi matematis kebermungkinan penemuan elektron. Secara
spesifik, orbital atom menyatakan keadaan-keadaan kuantum yang
mungkin dari suatu elektron dalam sekumpulan elektron di sekeliling atom.
Walaupun
beranalogi dengan planet mengelilingi Matahari, elektron tidak dapat
digambarkan sebagai partikel padat, sehingga orbital atom pula tidak akan
menyerupai lintasan revolusi planet. Analogi yang lebih akurat adalah
membandingkan orbital atom dengan atmosfer (elektron) yang berada di sekeliling
planet kecil (inti atom). Orbital atom dengan persis menggambarkan bentuk
geometri atmosfer ini hanya ketika terdapat satu elektron yang ada dalam atom.
Ketika elektron yang lebih banyak ditambahkan pada atom tersebut, elektron
tambahan tersebut cenderung akan mengisi volume ruang di sekeliling inti atom
secara merata sehingga kumpulan elektron (kadang-kadang disebut "awan
elektron") tersebut umumnya cenderung membentuk daerah probabilitas
penemuan elektron yang berbentuk bola.
Gagasan bahwa
elektron dapat berevolusi di sekeliling ini atom dengan momentum sudut yang
pasti diargumenkan dengan penuh keyakinan oleh Niels
Bohr pada
tahun 1913, dan fisikawan Jepang Hantaro Nagaoka pun
telah mempublikasi hipotesis perilaku orbit elektron seawal tahun
1904. Namun adalah penyelesaian persamaan Schrödinger pada
tahun 1926 untuk gelombang elektron pada atom yang memberikan fungsi matematis
orbital atom modern.
2.
Lintasan Elektron
Elektron
mempunyai muatan listrik negatif yang mengelilingi inti atom. Hal ini tidak
jauh berbeda bila anda mengamati benda-benda langit, seperti planet-planet yang
mengelilingi matahari. Elektron bergerak pada lintasannya dan terikat dengan
inti atom itu sendiri. Akan tetapi elektron yang bergerak pada garis paling
luar mudah lepas, dan bila lepas berarti keluar dari inti atom itu sendiri.
Jika
elektron-elektron tersebut lepas dari lintasannya atau orbitnya maka elektron
tersebut dinamakan elektron bebas.
Elektron yang keluar atau terlepas dari orbitnya tersebut biasanya karena
pengaruh dari luar. Elektron yang terlepas inilah yang menghasilkan energi yang
disebut dengan energi atau arus listrik. Akibat gesekan ini
timbul panas atau percikan bunga api seperti sepotong besi dipukul dengan palu.
Percikan bunga api itulah yang disebut elektron bebas. Pada logam banyak
terdapat elektron bebas, sementara pada plastik dan kayu hampir atau bahkan
sama sekali tidak ada elektronnya karena elektron benda tersebut hampir terikat
dengan atomnya. Baterai atai aki pada ujung-ujungnya yang negatif (-) dan
positif (+) apabila dipertemukan dengan seutas kawat logam, maka elektronnya
bisa meloncat keluar atau terlepas dari inti atomnya. Dimana arus elektron
dengan arus listrik bergerak secara berlawanan. Teori atom
mekanika gelombang dapat menggambarkan kedudukan elektron dalam atom
berelektron banyak sesuai dengan tingkat energinya. Dalam teori mekanika
kuantum penentuan kedudukan elektron dalam atom menyatakan dalam 4 bilangan
kuantum, yaitu :
a.
Bilangan
Kuantum Utama (n)
Bilangan kuantum
utama (n) memiliki nilai n = 1, 2, 3, ..., n. Bilangan kuantum ini menyatakan
tingkat energi utama elektron dan sebagai ukuran kebolehjadian ditemukannya
elektron dari inti atom. Jadi, bilangan kuantum utama serupa dengan
tingkat-tingkat energi elektron atau orbit menurut teori atom Bohr. Menurut
postulat Bohr elektron mengelilingi inti dengan lintasan stasioner dan tidak
memancarkan atom menyerap energi. Kemudian elektron memiliki tingkat energi
tertentu dalam tiap lintasannya .
En =
eV
Bilangan kuantum
utama merupakan fungsi jarak yang dihitung dari inti atom (sebagai titik nol).
Jadi, semakin besar nilai n, semakin jauh jaraknya dari inti.
Oleh karena
peluang menemukan elektron dinyatakan dengan orbital maka dapat dikatakan bahwa
orbital berada dalam tingkat-tingkat energi sesuai dengan bilangan kuantum
utama (n). Pada setiap tingkat energi terdapat satu atau lebih bentuk orbital.
Semua bentuk orbital ini membentuk kulit (shell). Kulit adalah kumpulan bentuk
orbital dalam bilangan kuantum utama yang sama.
Kulit-kulit ini
diberi lambang mulai dari K, L, M, N, ..., dan seterusnya. Hubungan bilangan
kuantum utama dengan lambang kulit sebagai berikut. Jumlah orbital dalam setiap
kulit sama dengan n2, n adalah bilangan kuantum utama
b.
Bilangan
Kuantum Azimut (ℓ
Bilangan kuantum
azimut disebut juga bilangan kuantum momentum sudut, dilambangkan
dengan ℓ. Bilangan kuantum azimut menentukan bentuk orbital. Nilai
bilangan kuantum azimut adalah ℓ = n–1. Oleh karena nilai n merupakan
bilangan bulat dan terkecil sama dengan satu maka harga ℓ juga
merupakan deret bilangan bulat 0, 1, 2, …, (n–1). Jadi, untuk n=1 hanya ada
satu harga bilangan kuantum azimut, yaitu 0. Berarti, pada kulit K (n=1) hanya
terdapat satu bentuk orbital. Untuk n=2 ada dua harga bilangan kuantum azimut,
yaitu 0 dan 1. Artinya, pada kulit L (n=2) terdapat dua bentuk orbital, yaitu
orbital yang memiliki nilai ℓ=0 dan orbital yang memiliki nilai ℓ=1
Tabel 1. Bilangan Kuantum Azimut
pada Kulit Atom
|
n
|
Kulit
|
ℓ
|
|
1.
|
K
|
0 (s)
|
|
2.
|
L
|
0 (s), 1 (p)
|
|
3.
|
M
|
0 (s), 1(p), 2(d)
|
Pada pembahasan sebelumnya,
dinyatakan bahwa bentuk-bentuk orbital yang memiliki bilangan kuantum utama
sama membentuk kulit. Bentuk orbital dengan bilangan kuantum azimut sama
dinamakan subkulit. Jadi, bilangan kuantum azimut dapat juga menunjukkan jumlah
subkulit dalam setiap kulit. Masing-masing subkulit diberi lambang dengan s, p,
d, f, …, dan seterusnya. Hubungan subkulit dengan lambangnya adalah sebagai
berikut.
|
Bilangan kuantum azimut (ℓ)
|
0
|
1
|
2
|
3
|
...
|
|
Lambang subkulit
|
S
|
P
|
d
|
F
|
...
|
c.
Bilangan
Kuantum Magnetik (m)
Bilangan kuantum
magnetik disebut juga bilangan kuantum orientasi sebab bilangan kuantum ini
menunjukkan orientasi (arah orbital) dalam ruang atau orientasi subkulit dalam
kulit. Nilai bilangan kuantum magnetik berupa deret bilangan bulat dari –m
melalui nol sampai +m. Untuk ℓ 1, nilai m=0, ±l. Jadi, nilai bilangan
kuantum magnetik untuk ℓ=1 adalah –l melalui 0 sampai +l.
d.
Bilangan
Kuantum Spin (s)
Di samping
bilangan kuantum n, ℓ, dan m, masih terdapat satu bilangan kuantum lain.
Bilangan kuantum ini dinamakan bilangan kuantum spin, dilambangkan dengan s. Bilangan
kuantum spin (s) menyatakan arah rotasi elektron.
Bilangan kuantum
ini ditemukan dari hasil pengamatan radiasi uap perak yang dilewatkan melalui
medan magnet, oleh Otto Stern dan W. Gerlach.
Pada medan magnet, berkas cahaya
dari uap atom perak terurai menjadi dua berkas. Satu berkas membelok ke kutub
utara magnet dan satu berkas lagi ke kutub selatan magnet (perhatikan Gambar
6).
Berdasarkan
pengamatan tersebut, disimpulkan bahwa atom-atom perak memiliki sifat magnet.
Pengamatan terhadap atom-atom unsur lain, seperti atom Li, Na, Cu, dan Au
selalu menghasilkan gejala yang serupa. Atom-atom tersebut memiliki jumlah
elektron ganjil. Munculnya sifat magnet dari berkas uap atom disebabkan oleh
spin atau putaran elektron pada porosnya.
Berdasarkan
percobaan Stern-Gerlach, dapat disimpulkan bahwa ada dua macam spin elektron
yang berlawanan arah dan saling meniadakan. Pada atom yang jumlah elektronnya
ganjil, terdapat sebuah elektron yang spinnya tidak ada yang meniadakan.
Akibatnya, atom tersebut memiliki medan magnet.
Spin elektron
dinyatakan dengan bilangan kuantum spin. Bilangan kuantum ini memiliki dua
harga yang berlawanan tanda, yaitu +1/2 dan – 1/2. Tanda (+) menunjukkan
putaran searah jarum jam dan tanda (–) arah sebaliknya (perhatikan Gambar 7).
Adapun harga 1/2, menyatakan fraksi elektron.
3.
Tingkat
Energi Orbital
Elektron-elektron dalam suatu
atom akan mengisi orbital yang memiliki energi paling rendah dilanjutkan ke
orbital yang energi lebih tinggi, perhatikan juga Gambar 3.13.
Gambar
3.13. Konfigurasi Elektron dalam bentuk lingkaran, dimana posisi orbital sesuai
dengan sub tingkat energi
Kedudukan orbital dimulai dari
tingkat energi terendah, secara berurutan sebagai berikut :1s < 2s < 2p
< 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d
< 4f < 6p < 7s < 6d < 5f, untuk lebih mudahnya perhatikan Gambar
3.14.
Gambar 3.14. Susunan dan hubungan bilangan kuantum utama, azimut
dan bilangan kuantum magnetik.
Pada atom berelektron banyak,
setiap orbital ditandai oleh bilangan kuantum n, ℓ, m, dan s.
Bilangan kuantum ini memiliki arti sama dengan yang dibahas sebelumnya.
Perbedaannya terletak pada jarak orbital dari inti. Pada atom hidrogen, setiap
orbital dengan nilai bilangan kuantum utama sama memiliki tingkat-tingkat energi
sama atau terdegenerasi. Misalnya, orbital 2s dan 2p memiliki tingkat energi
yang sama. Demikian pula untuk orbital 3s, 3p, dan 3d.
Pada atom berelektron banyak,
orbital-orbital dengan nilai bilangan kuantum utama sama memiliki tingkat
energi yang sedikit berbeda. Misalnya, orbital 2s dan 2p memiliki tingkat
energi berbeda, yaitu energi orbital 2p lebih tinggi. Perbedaan tingkat energi
elektron pada atom hidrogen dan atom berelektron banyak ditunjukkan pada Gambar
11.
|
Gambar 11. Diagram tingkat energi orbital (a)
Atom hidrogen. Tingkat energi orbital atom mengalami degenerasi. (b) Atom
berelektron banyak
|
Perbedaan
tingkat energi ini disebabkan oleh elektron yang berada pada kulit dalam
menghalangi elektron-elektron pada kulit bagian luar. Sebagai contoh, elektron
pada orbital 1s akan tolak-menolak dengan elektron pada orbital-2s dan 2p
sehingga orbital-2s dan 2p tidak lagi sejajar (terdegenerasi) seperti pada atom
hidrogen. Hal ini menyebabkan elektron-elektron dalam orbital-2s memiliki
peluang lebih besar ditemukan di dekat inti daripada orbital-2p (orbital-2s
lebih dekat dengan inti).
Catatan
:
Hasil penyelesaian persamaan Schrodinger
pada atom hidrogen menunjukkan
orbital-orbital yang terdegenerasi (orbital dalam kulit yang sama memiliki
energi yang sama).
4.
Bentuk
Orbital
Bentuk orbital
ditentukan oleh bilangan kuantum azimut. Bilangan kuantum ini diperoleh dari
suatu persamaan matematika yang mengandung trigonometri (sinus dan cosinus).
Akibatnya, bentuk orbital ditentukan oleh bentuk trigonometri dalam ruang.
a) Ketidak mungkinan 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.
b)
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.
a.
Orbital-s
Orbital-s
memiliki bilangan kuantum azimut, ℓ= 0 dan m= 0. Oleh karena nilai m
sesungguhnya suatu tetapan (tidak mengandung trigonometri) maka orbital-s tidak
memiliki orientasi dalam ruang sehingga orbital-s ditetapkan berupa bola
simetris di sekeliling inti. Permukaan bola menyatakan peluang terbesar
ditemukannya elektron dalam orbital-s. Hal ini bukan berarti semua elektron
dalam orbital-s berada di permukaan bola, tetapi pada permukaan bola itu
peluangnya tertinggi (≈ 99,99%), sisanya boleh jadi tersebar di dalam bola,
lihat Gambar 8.
|
Gambar 8. Peluang keberadaan elektron dalam
atom. Peluang terbesar ( ≈ 99,99%) berada pada permukaan bola.
|
b.
Orbital-p
Orbital-p memiliki bilangan kuantum
azimut, ℓ 1 dan m= 0, ±l. Oleh karena itu, orbital-p memiliki tiga
orientasi dalam ruang sesuai dengan bilangan kuantum magnetiknya. Oleh karena
nilai m sesungguhnya mengandung sinus maka bentuk orbital-p menyerupai bentuk
sinus dalam ruang, seperti ditunjukkan pada Gambar 9.
Ketiga orbital-p memiliki bentuk
yang sama, tetapi berbeda dalam orientasinya. Orbital-px memiliki
orientasi ruang pada sumbu-x, orbital-py memiliki orientasi pada sumbu-y,
dan orbital-pz memiliki orientasi pada sumbu-z. Makna dari bentuk
orbital-p adalah peluang terbesar ditemukannya elektron dalam ruang berada di
sekitar sumbu x, y, dan z. Adapun pada bidang xy, xz, dan yz, peluangnya
terkecil.
c.
Orbital-d
Orbital-d memiliki bilangan kuantum
azimut ℓ = 2 dan m = 0, ±1, ±2. Akibatnya, terdapat lima orbital-d
yang melibatkan sumbu dan bidang, sesuai dengan jumlah bilangan kuantum
magnetiknya. Orbital-d terdiri atas orbital-dz2, orbital-dxz ,
orbital-dxy, orbital-dyz, dan orbital-dx2− y2 (perhatikan Gambar 10).
Orbital -dxy, dxz, dyz,
dan dx2− y2 memiliki bentuk yang sama, tetapi orientasi dalam ruang
berbeda. Orientasi orbital-dxy berada dalam bidang xy, demikian juga
orientasi orbital-orbital lainnya sesuai dengan tandanya. Orbital dx2−
y2 memiliki orientasi pada sumbu x dan sumbu y. Adapun orbital dz2 memiliki
bentuk berbeda dari keempat orbital yang lain.
Orientasi orbital ini berada pada
sumbu z dan terdapat “donat” kecil pada bidang-xy. Makna dari orbital-d adalah,
pada daerah-daerah sesuai tanda dalam orbital (xy, xz, yz, x2–y2, z2
menunjukkan peluang terbesar ditemukannya elektron, sedangkan pada
simpul-simpul di luar bidang memiliki peluang paling kecil.
d.
Orbital
f
Orbital f mempunyai bentuk orbital
yang lebih rumit dan lebih kompleks daripada orbital d. Setiap subkulit f
mempunyai 7 orbital dengan energi yang setara.
Orbital ini hanya digunakan untuk
unsur-unsur transisi yang letaknya lebih dalam. Distribusi kerapatan elektron
dalam orbital 1s, 2s, dan 3s dalam suatu atom. Bila suatu area banyak titiknya
menunjukkan kerapatan elektron tinggi. Sedangkan daerah dalam ruang dengan
tidak adanya kebolehjadian ditemukan elektron disebut simpul.
5.
Aturan dalam Konfigurasi Elektron
Penulisan konfigurasi elektron
untuk atom berelektron banyak didasarkan pada aturan aufbau, aturan Hund, dan
prinsip larangan Pauli. Untuk menentukan jumlah elektron dalam atom, perlu
diketahui nomor atom unsur bersangkutan. Berikut ini adalah urutan dimana
elektron diisi kedalam orbitan atom dikendalikan oleh 3 prinsip penting, yaitu
:
a.
Aturan Membangun (Aufbau)
Aturan pengisian elektron ke dalam
orbital-orbital dikenal dengan prinsip Aufbau (bahasa Jerman, artinya
membangun). Menurut aturan ini, elektron dalam atom harus memiliki energi
terendah, artinya elektron harus terlebih dahulu menghuni orbital dengan energi
terendah (lihat diagram tingkat energi orbital pada Gambar 12).
Tingkat energi elektron ditentukan
oleh bilangan kuantum utama. Bilangan kuantum utama dengan n = 1 merupakan
tingkat energi paling rendah, kemudian meningkat ke tingkat energi yang lebih
tinggi, yaitu n = 2, n = 3, dan seterusnya. Jadi, urutan kenaikan tingkat
energi elektron adalah (n = 1) < (n = 2) < (n =3) < … < (n = n).
Setelah tingkat energi elektron
diurutkan berdasarkan bilangan kuantum utama, kemudian diurutkan lagi
berdasarkan bilangan kuantum azimut sebab orbital-orbital dalam atom
berelektron banyak tidak terdegenerasi. Berdasarkan bilangan kuantum azimut,
tingkat energi terendah adalah orbital dengan bilangan kuantum azimut terkecil
atau ℓ= 0. Jadi, urutan tingkat energinya adalah s < p < d < f
< [ ℓ = (n–1)].
Terdapat aturan tambahan, yaitu
aturan (n+ℓ). Menurut aturan ini, untuk nilai (n+ℓ) sama, orbital yang memiliki
energi lebih rendah adalah orbital dengan bilangan kuantum utama lebih kecil,
contoh: 2p (2+1 = 3) < 3s (3+0 =3), 3p (3+1 = 4) < 4s (4+0 =4), dan
seterusnya. Jika nilai (n+ℓ) berbeda maka orbital yang memiliki energi lebih
rendah adalah orbital dengan jumlah (n+ℓ) lebih kecil, contoh: 4s (4+0 = 4)
< 3d (3+2 =5).
Dengan mengacu pada aturan aufbau
maka urutan kenaikan tingkat energi elektron-elektron dalam orbital adalah
sebagai berikut. 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p
< 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < …
b.
Aturan Hund
Aturan Hund disusun berdasarkan
data spektroskopi atom. Aturan ini menyatakan sebagai berikut.
Pengisian elektron ke dalam
orbital-orbital yang tingkat energinya sama, misalnya ketiga orbital-p atau
kelima orbital-d. Oleh karena itu, elektron-elektron tidak berpasangan sebelum
semua orbital dihuni.
Elektron-elektron yang menghuni
orbital-orbital dengan tingkat energi sama, misalnya orbital pz, px,
py Oleh karena itu, energi paling rendah dicapai jika spin elektron
searah.
c.
Prinsip Larangan Pauli
Menurut Wolfgang Pauli,
elektron-elektron tidak boleh memiliki empat bilangan kuantum yang sama. Aturan
ini disebut Prinsip larangan Pauli. Makna dari larangan Pauli adalah jika
elektron-elektron memiliki ketiga bilangan kuantum (n, ℓ, m) sama maka
elektron-elektron tersebut tidak boleh berada dalam orbital yang sama pada
waktu bersamaan.
Akibatnya, setiap orbital hanya
dapat dihuni maksimum dua elektron dan arah spinnya harus berlawanan. Sebagai
konsekuensi dari larangan Pauli maka jumlah elektron yang dapat menghuni
subkulit s, p, d, f, …, dan seterusnya berturut-turut adalah 2, 6, 10, 14, ...,
dan seterusnya. Hal ini sesuai dengan rumus: 2(2 ℓ + 1).
Pauli adalah seorang ahli teori.
Menggunakan hasil observasi ilmuwan lain, dia menemukan spin elektron dan
mengemukakan asas larangan Pauli. Hal ini membawanya memenangkan hadiah Nobel
di bidang Fisika pada 1945. Lahir pada 1900, Pauli hidup sampai pada 1958 dan
membuat penemuan terkenal pada usia 25 tahun.
DAFTAR
PUSTAKA
Premono, S. A. Wardani, dan N. Hidayati. 2009. Elektron . Jakarta
: Departemen Pendidikan Nasional
Johari, J.M.C., Rachmawati, M, 2009. Atom.
Jakarta : Esis
Beiser, Arthur . 1990 . Konsep fisika modern
. Jakarta : Bumi Aksara
