Elektron valensi - Riwayat revisi

Maintenance script: Presentation V4: sitasi, referensi, Math, Wikimedia Commons, dan atribusi

2026-08-29T04:18:14Z

Presentation V4: sitasi, referensi, Math, Wikimedia Commons, dan atribusi

← Revisi sebelumnya		Revisi per 29 Agustus 2026 04.18
Baris 9:		Baris 9:

	== Jumlah elektron valensi ==		== Jumlah elektron valensi ==

	Jumlah elektron valensi suatu unsur dapat ditentukan berdasarkan [[golongan tabel periodik]] (kolom vertikal) di mana unsur tersebut dikategorikan. Selain golongan 3–12 ([[logam transisi]]), unit digit nomor golongan menandakan jumlah elektron valensi yang terkait dengan atom netral suatu unsur yang terdafatar dalam kolom tersebut.		Jumlah elektron valensi suatu unsur dapat ditentukan berdasarkan [[golongan tabel periodik]] (kolom vertikal) di mana unsur tersebut dikategorikan. Selain golongan 3–12 ([[logam transisi]]), unit digit nomor golongan menandakan jumlah elektron valensi yang terkait dengan atom netral suatu unsur yang terdafatar dalam kolom tersebut.

			{\| class="wikitable"
			\|-
			![[Golongan tabel periodik]]\|\|Elektron valensi
			\|-
			\| Golongan 1 (I) ([[logam alkali]]) \|\| 1
			\|-
			\| Golongan 2 (II) ([[logam alkali tanah]]) \|\| 2
			\|-
			\| Golongan 3-12 ([[logam transisi]]) \|\| 3–12*
			\|-
			\| Golongan 13 (III) ([[golongan boron]]) \|\| 3
			\|-
			\| Golongan 14 (IV) ([[golongan karbon]]) \|\| 4
			\|-
			\| Golongan 15 (V) ([[pniktogen]] atau golongan nitrogen) \|\| 5
			\|-
			\| Golongan 16 (VI) ([[kalkogen]] atau golongan oksigen) \|\| 6
			\|-
			\| Golongan 17 (VII) ([[halogen]]) \|\| 7
			\|-
			\| Golongan 18 (VIII or 0) ([[gas mulia]]) \|\| 8**
			\|}

	''* Terdiri dari elektron ns dan (n-1)d. Sebagai alternatif, digunakan .''		''* Terdiri dari elektron ns dan (n-1)d. Sebagai alternatif, digunakan .''
Baris 18:		Baris 39:

	== Konfigurasi elektron ==		== Konfigurasi elektron ==

	Elektron yang menentukan cara atom bereaksi kimia adalah yang memiliki jarak rata-rata paling jauh dari [[inti atom]]; yaitu, yang memiliki [[energi]] terbesar.		Elektron yang menentukan cara atom bereaksi kimia adalah yang memiliki jarak rata-rata paling jauh dari [[inti atom]]; yaitu, yang memiliki [[energi]] terbesar.

	Untuk [[unsur golongan utama]], elektron valensi didefinisikan sebagai elektron-elektron yang berada pada kelopak elektron dengan [[bilangan kuantum utama]], n, tertinggi. Oleh sebab itu, jumlah elektron valensi yang dimiliki suatu atom, sederhananya, bergantung pada [[konfigurasi elektron]]<nowiki/>nya. Sebagai contoh, konfigurasi elektron [[fosforus]] (P) adalah 1s<sup>2</sup> 2s<sup>2</sup> 2p<sup>6</sup> 3s<sup>2</sup> 3p<sup>3</sup> sehingga terdapat 5 elektron valensi (3s<sup>2</sup> 3p<sup>3</sup>), sesuai dengan valensi maksimum untuk P yaitu 5 seperti pada molekul PF<sub>5</sub>; konfigurasi ini jamak disingkat sebagai [Ne] 3s<sup>2</sup> 3p<sup>3</sup>, dengan [Ne] menunjukkan elektron utama yang konfigurasinya identik dengan [[gas mulia]] [[neon]].		Untuk [[unsur golongan utama]], elektron valensi didefinisikan sebagai elektron-elektron yang berada pada kelopak elektron dengan [[bilangan kuantum utama]], n, tertinggi.<ref>Petrucci R.H., Harwood W.S. and Herring F.G., General Chemistry (8th edn, Prentice-Hall 2002), p.339.</ref> Oleh sebab itu, jumlah elektron valensi yang dimiliki suatu atom, sederhananya, bergantung pada [[konfigurasi elektron]]<nowiki/>nya. Sebagai contoh, konfigurasi elektron [[fosforus]] (P) adalah 1s<sup>2</sup> 2s<sup>2</sup> 2p<sup>6</sup> 3s<sup>2</sup> 3p<sup>3</sup> sehingga terdapat 5 elektron valensi (3s<sup>2</sup> 3p<sup>3</sup>), sesuai dengan valensi maksimum untuk P yaitu 5 seperti pada molekul PF<sub>5</sub>; konfigurasi ini jamak disingkat sebagai [Ne] 3s<sup>2</sup> 3p<sup>3</sup>, dengan [Ne] menunjukkan elektron utama yang konfigurasinya identik dengan [[gas mulia]] [[neon]].

	Namun, [[unsur transisi]] memiliki tingkat energi (''n'' − 1) yang sebagian terisi, yaitu sangat dekat dengan energi tingkat ''n''s. Berlawanan dengan unsur golongan utama, elektron valensi untuk logam transisi didefinisikan sebagai elektron yang berada di luar konfigurasi inti gas mulia. Sehingga, secara umum elektron pada logam transisi berperilaku sebagai elektron valensi meskipun mereka tidak berada pada kelopak valensi. Sebagai contoh, [[mangan]] (Mn) memiliki konfigurasi 1s<sup>2</sup> 2s<sup>2</sup> 2p<sup>6</sup> 3s<sup>2</sup> 3p<sup>6</sup> 4s<sup>2</sup> 3d<sup>5</sup>; yang disingkat [Ar] 4s<sup>2</sup> 3d<sup>5</sup>, dengan [Ar] menandakan konfigurasi inti yang identik dengan gas mulia [[argon]]. Dalam atom ini, elektron 3d memiliki energi yang mirip dengan elektron 4s, dan lebih tinggi daripada elektron 3s atau 3p. Akibatnya, terdapat 7 elektron valensi (4s<sup>2</sup> 3d<sup>5</sup>) yang mungkin di luar inti seperti argon; ini konsisten dengan fakta kimia bahwa mangan dapat memiliki [[tingkat oksidasi]] hingga +7 (dalam ion [[permanganat]]: ).		Namun, [[unsur transisi]] memiliki tingkat energi (''n'' − 1) yang sebagian terisi, yaitu sangat dekat dengan energi tingkat ''n''s.<ref>[http://www.chemguide.co.uk/atoms/properties/3d4sproblem.html THE ORDER OF FILLING 3d AND 4s ORBITALS]. chemguide.co.uk</ref> Berlawanan dengan unsur golongan utama, elektron valensi untuk logam transisi didefinisikan sebagai elektron yang berada di luar konfigurasi inti gas mulia.<ref>Miessler G.L. and Tarr, D.A., Inorganic Chemistry (2nd edn. Prentice-Hall 1999). p.48.</ref> Sehingga, secara umum elektron pada logam transisi berperilaku sebagai elektron valensi meskipun mereka tidak berada pada kelopak valensi. Sebagai contoh, [[mangan]] (Mn) memiliki konfigurasi 1s<sup>2</sup> 2s<sup>2</sup> 2p<sup>6</sup> 3s<sup>2</sup> 3p<sup>6</sup> 4s<sup>2</sup> 3d<sup>5</sup>; yang disingkat [Ar] 4s<sup>2</sup> 3d<sup>5</sup>, dengan [Ar] menandakan konfigurasi inti yang identik dengan gas mulia [[argon]]. Dalam atom ini, elektron 3d memiliki energi yang mirip dengan elektron 4s, dan lebih tinggi daripada elektron 3s atau 3p. Akibatnya, terdapat 7 elektron valensi (4s<sup>2</sup> 3d<sup>5</sup>) yang mungkin di luar inti seperti argon; ini konsisten dengan fakta kimia bahwa mangan dapat memiliki [[tingkat oksidasi]] hingga +7 (dalam ion [[permanganat]]: ).

	Semakin ke kanan dalam deret logam transisi, semakin rendah energi elektronnya dalam subkelopak d dan elektronnya semakin kurang bersifat sebagai elektron valensi. Oleh karena itu meskipun atom [[nikel]] secara prinsip memiliki sepuluh elektron valensi (4s<sup>2</sup> 3d<sup>8</sup>), keadaan oksidasinya tidak pernah lebih dari empat. Untuk [[seng]], subkelopak 3d sudah lengkap dan berperilaku seperti elektron inti.		Semakin ke kanan dalam deret logam transisi, semakin rendah energi elektronnya dalam subkelopak d dan elektronnya semakin kurang bersifat sebagai elektron valensi. Oleh karena itu meskipun atom [[nikel]] secara prinsip memiliki sepuluh elektron valensi (4s<sup>2</sup> 3d<sup>8</sup>), keadaan oksidasinya tidak pernah lebih dari empat. Untuk [[seng]], subkelopak 3d sudah lengkap dan berperilaku seperti elektron inti.
Baris 30:		Baris 50:

	== Reaksi kimia ==		== Reaksi kimia ==

	Jumlah elektron dalam kelopak valensi terluar mengatur perilaku [[Ikatan kimia\|ikatannya]]. Oleh karena itu, unsur-unsur yang atomnya memiliki jumlah elektron valensi yang sama dikelompokkan bersama dalam [[tabel periodik]] unsur kimia. Sesuai aturan umum, [[unsur golongan utama]] (kecuali hidrogen dan helium) cenderung bereaksi untuk membentuk [[Kulit terbuka (orbital atom)\|kelopak tertutup]], sesuai [[konfigurasi elektron]] s<sup>2</sup>p<sup>6</sup>. Kecenderungan ini disebut [[aturan oktet]], karena masing-masing atom yang berikatan memiliki delapan elektron valensi termasuk elektron yang digunakan bersama.		Jumlah elektron dalam kelopak valensi terluar mengatur perilaku [[Ikatan kimia\|ikatannya]]. Oleh karena itu, unsur-unsur yang atomnya memiliki jumlah elektron valensi yang sama dikelompokkan bersama dalam [[tabel periodik]] unsur kimia. Sesuai aturan umum, [[unsur golongan utama]] (kecuali hidrogen dan helium) cenderung bereaksi untuk membentuk [[Kulit terbuka (orbital atom)\|kelopak tertutup]], sesuai [[konfigurasi elektron]] s<sup>2</sup>p<sup>6</sup>. Kecenderungan ini disebut [[aturan oktet]], karena masing-masing atom yang berikatan memiliki delapan elektron valensi termasuk elektron yang digunakan bersama.

Baris 53:		Baris 72:

	[[Semikonduktor]] memiliki konduktivitas listrik di antara logam dan nonlogam; suatu semikonduktor juga berbeda dari logam dalam hal konduktivitas semikonduktor yang meningkat seiring dengan kenaikan [[suhu]]. Unsur semikonduktor yang umum adalah [[silikon]] dan [[germanium]], masing-masing atom mempunyai empat elektron valensi. Sifat semikonduktor dapat dijelaskan dengan baik menggunakan [[Struktur pita elektronik\|teori pita]], sebagai konsekuensi dari kesenjangan energi yang kecil antara [[Pita valensi dan konduksi\|pita valensi]] (yang mengandung elektron valensi pada nol mutlak) dan pita konduksi (tujuan eksitasi elektron valensi karena energi termal).		[[Semikonduktor]] memiliki konduktivitas listrik di antara logam dan nonlogam; suatu semikonduktor juga berbeda dari logam dalam hal konduktivitas semikonduktor yang meningkat seiring dengan kenaikan [[suhu]]. Unsur semikonduktor yang umum adalah [[silikon]] dan [[germanium]], masing-masing atom mempunyai empat elektron valensi. Sifat semikonduktor dapat dijelaskan dengan baik menggunakan [[Struktur pita elektronik\|teori pita]], sebagai konsekuensi dari kesenjangan energi yang kecil antara [[Pita valensi dan konduksi\|pita valensi]] (yang mengandung elektron valensi pada nol mutlak) dan pita konduksi (tujuan eksitasi elektron valensi karena energi termal).

	~~== Referensi ==~~


	== Pranala luar ==		== Pranala luar ==

	* Francis, Eden. [http://dl.clackamas.cc.or.us/ch104-06/valence_electrons.htm Valence Electrons] .		* Francis, Eden. [http://dl.clackamas.cc.or.us/ch104-06/valence_electrons.htm Valence Electrons] .

			== Referensi ==
			<references />

	== Sumber dan atribusi ==		== Sumber dan atribusi ==

	Konten artikel ini diadaptasi dari [https://id.wikipedia.org/w/index.php?title=Elektron+valensi&oldid=28002973 Wikipedia bahasa Indonesia], revisi 28002973 (2025-10-16T05:42:17Z), yang tersedia berdasarkan lisensi Creative Commons Atribusi-BerbagiSerupa (CC BY-SA). Mohon gunakan konten ini secara bijak serta sesuai dengan ketentuan lisensi yang berlaku.		Konten artikel ini diadaptasi dari [https://id.wikipedia.org/w/index.php?title=Elektron+valensi&oldid=28002973 Wikipedia bahasa Indonesia], revisi 28002973 (2025-10-16T05:42:17Z), yang tersedia berdasarkan lisensi Creative Commons Atribusi-BerbagiSerupa (CC BY-SA). Mohon gunakan konten ini secara bijak serta sesuai dengan ketentuan lisensi yang berlaku.

			<!-- WIKI_UNISSULA_PRESENTATION_V4 -->

Maintenance script: Impor teks terkontrol dari Wikipedia bahasa Indonesia; revisi 28002973; atribusi sumber disertakan.

2026-08-29T03:54:04Z

Impor teks terkontrol dari Wikipedia bahasa Indonesia; revisi 28002973; atribusi sumber disertakan.

Halaman baru

Dalam ilmu [[kimia]], '''elektron valensi''' atau '''elektron harkat''' adalah [[elektron]] pada kelopak terluar yang terhubung dengan suatu [[atom]], dan dapat berpartisipasi dalam pembentukan [[ikatan kimia]] jika kelopak terluar belum penuh. Dalam [[ikatan kovalen]] tunggal, kedua atom yang berikatan menyeimbangkan satu elektron valensi untuk membentuk [[Ikatan kovalen|pasangan bersama]]. Kehadiran elektron valensi dapat menentukan sifat [[kimia]] [[Unsur kimia|unsur]], seperti [[valensi]]<nowiki/>nya—yang menentukan apakah dapat berikatan dengan unsur lain dan, jika dapat, seberapa cepat dan seberapa banyak ia dapat berikatan. Untuk [[unsur golongan utama]], elektron valensi hanya dapat ada di [[kelopak elektron]] terluar; pada [[logam transisi]], elektron valensi dapat juga berada di kelopak dalam.

Sebuah atom dengan [[Kulit terbuka (orbital atom)|kelopak elektron valensi tertutup]] (sesuai dengan [[konfigurasi elektron]] s2p6) cenderung bersifat [[gas lembam|lembam secara kimia]]. Atom dengan satu atau dua elektron valensi lebih banyak daripada yang dibutuhkan untuk kelopak "tertutup" sangat reaktif karena alasan berikut:
# ia memerlukan energi yang relatif rendah (dibandingkan ) untuk menghilangkan elektron valensi membentuk [[ion]] positif.
# karena kecenderungannya untuk mendapatkan maupun menghilangkan elektron valensi (sehingga membentuk ion negatif), atau untuk berbagi elektron valensi (membentuk ikatan kovalen).
Serupa dengan elektron pada kelopak bagian dalam, elektron valensi memiliki kemampuan untuk menyerap maupun melepaskan energi dalam bentuk [[foton]]. Penyerapan energi dapat memicu elektron untuk berpindah (melompat) ke kelopak yang lebih luar; hal ini dikenal sebagai [[Keadaan tereksitasi|eksitasi atom]]. Atau elektron dapat terlepas dari kelopak valensinya meninggalkan atom; ini yang disebut sebagai [[ionisasi]] membentuk ion positif. Ketika elektron kehilangan energinya (yang menyebabkan emisi foton), ia dapat berpindah ke kelopak bagian dalam yang belum terisi penuh.

Tingkat energi valensi sesuai dengan [[bilangan kuantum utama]] (''n'' = 1, 2, 3, 4, 5, ...) atau diberi label alfabetis dengan huruf yang digunakan dalam [[notasi sinar-X]] (K, L, M, ...).

== Jumlah elektron valensi ==

Jumlah elektron valensi suatu unsur dapat ditentukan berdasarkan [[golongan tabel periodik]] (kolom vertikal) di mana unsur tersebut dikategorikan. Selain golongan 3–12 ([[logam transisi]]), unit digit nomor golongan menandakan jumlah elektron valensi yang terkait dengan atom netral suatu unsur yang terdafatar dalam kolom tersebut.

''* Terdiri dari elektron ns dan (n-1)d. Sebagai alternatif, digunakan .''

''** Kecuali [[helium]], yang hanya memiliki dua elektron valensi.''

== Konfigurasi elektron ==

Elektron yang menentukan cara atom bereaksi kimia adalah yang memiliki jarak rata-rata paling jauh dari [[inti atom]]; yaitu, yang memiliki [[energi]] terbesar.

Untuk [[unsur golongan utama]], elektron valensi didefinisikan sebagai elektron-elektron yang berada pada kelopak elektron dengan [[bilangan kuantum utama]], n, tertinggi. Oleh sebab itu, jumlah elektron valensi yang dimiliki suatu atom, sederhananya, bergantung pada [[konfigurasi elektron]]<nowiki/>nya. Sebagai contoh, konfigurasi elektron [[fosforus]] (P) adalah 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 sehingga terdapat 5 elektron valensi (3s2 3p3), sesuai dengan valensi maksimum untuk P yaitu 5 seperti pada molekul PF5; konfigurasi ini jamak disingkat sebagai [Ne] 3s2 3p3, dengan [Ne] menunjukkan elektron utama yang konfigurasinya identik dengan [[gas mulia]] [[neon]].

Namun, [[unsur transisi]] memiliki tingkat energi (''n'' − 1) yang sebagian terisi, yaitu sangat dekat dengan energi tingkat ''n''s. Berlawanan dengan unsur golongan utama, elektron valensi untuk logam transisi didefinisikan sebagai elektron yang berada di luar konfigurasi inti gas mulia. Sehingga, secara umum elektron pada logam transisi berperilaku sebagai elektron valensi meskipun mereka tidak berada pada kelopak valensi. Sebagai contoh, [[mangan]] (Mn) memiliki konfigurasi 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5; yang disingkat [Ar] 4s2 3d5, dengan [Ar] menandakan konfigurasi inti yang identik dengan gas mulia [[argon]]. Dalam atom ini, elektron 3d memiliki energi yang mirip dengan elektron 4s, dan lebih tinggi daripada elektron 3s atau 3p. Akibatnya, terdapat 7 elektron valensi (4s2 3d5) yang mungkin di luar inti seperti argon; ini konsisten dengan fakta kimia bahwa mangan dapat memiliki [[tingkat oksidasi]] hingga +7 (dalam ion [[permanganat]]: ).

Semakin ke kanan dalam deret logam transisi, semakin rendah energi elektronnya dalam subkelopak d dan elektronnya semakin kurang bersifat sebagai elektron valensi. Oleh karena itu meskipun atom [[nikel]] secara prinsip memiliki sepuluh elektron valensi (4s2 3d8), keadaan oksidasinya tidak pernah lebih dari empat. Untuk [[seng]], subkelopak 3d sudah lengkap dan berperilaku seperti elektron inti.

Oleh karena sulit memperkirakan jumlah elektron valensi yang berpartisipasi nyata dalam [[reaksi kimia]], konsep elektron valensi kurang bermanfaat untuk logam transisi daripada unsur golongan utama; [[hitungan elektron d]] adalah panduan alternatif dalam memahami kimia logam transisi.

== Reaksi kimia ==

Jumlah elektron dalam kelopak valensi terluar mengatur perilaku [[Ikatan kimia|ikatannya]]. Oleh karena itu, unsur-unsur yang atomnya memiliki jumlah elektron valensi yang sama dikelompokkan bersama dalam [[tabel periodik]] unsur kimia. Sesuai aturan umum, [[unsur golongan utama]] (kecuali hidrogen dan helium) cenderung bereaksi untuk membentuk [[Kulit terbuka (orbital atom)|kelopak tertutup]], sesuai [[konfigurasi elektron]] s2p6. Kecenderungan ini disebut [[aturan oktet]], karena masing-masing atom yang berikatan memiliki delapan elektron valensi termasuk elektron yang digunakan bersama.

[[Logam|Unsur logam]] yang paling [[Reaktivitas (kimia)|reaktif]] adalah [[logam alkali]] Golongan 1 (misalnya, [[natrium]] atau [[kalium]]); hal ini karena atom golongan ini hanya memiliki elektron valensi tunggal; selama pembentukan [[ikatan ionik]] yang menyediakan [[energi ionisasi]] yang diperlukan, satu elektron valensi ini mudah sekali dilepaskan membentuk [[ion]] positif (kation) dengan kelopak tertutup (misalnya Na+ atau K+). [[Logam alkali tanah]] Golongan 2 (misalnya [[magnesium]]) kurang reaktif (dibandingkan logam alkali), karena masing-masing atom harus kehilangan dua elektron valensi untuk membentuk kation dengan kelopak tertutup (misalnya Mg2+).

Dalam masing-masing golongan (kolom tabel periodik) logam, semakin ke bawah reaktivitas semakin meningkat (dari unsur ringan ke unsur yang lebih berat), karena unsur yang lebih berat memiliki kelopak elektron lebih banyak daripada unsur yang lebih ringan; elektron valensi unsur yang lebih berat berada pada [[bilangan kuantum utama]] yang lebih tinggi (mereka lebih jauh dari inti atom, sehingga energi potensialnya juga lebih tinggi, yang berarti kurang terikat kuat).

Atom [[nonlogam]] cenderung untuk menarik elektron valensi tambahan agar kelopak valensinya terisi penuh; hal ini dapat dicapai melalui salah satu dari dua cara berikut: Sebuah atom dapat berbagi elektron dengan atom tetangganya (membentuk [[ikatan kovalen]]), atau menarik elektron dari atom lain (membentuk [[ikatan ionik]]). Unsur nonlogam yang paling reaktif adalah [[halogen]] (misalnya [[fluor]] (F) atau [[klorin]] (Cl)). Atom semacam ini memiliki konfigurasi elektron s2p5; ini hanya memerlukan satu elektron valensi tambahan untuk membentuk kelopak tertutup. Untuk membentuk ikatan ionik, atom halogen dapat menarik elektron dari atom lain membentuk suatu anion (misalnya, F−, Cl−, dll.). Untuk membentuk ikatan kovalen, satu elektron dari halogen dan satu elektron dari atom lain membentuk pasangan bersama (misalnya, dalam molekul H–F, garis mewakili elektron valensi yang digunakan bersama, satu dari H dan satu dari F).

Dalam setiap golongan nonlogam, semakin ke bawah (dari unsur ringan ke unsur berat) dalam tabel periodik, reaktivitas semakin menurun karena elektron valensi mengalami peningkatan energi secara progresif sehingga kurang terikat kuat. Faktanya, [[oksigen]] (unsur paling ringan dalam Golongan 16) adalah nonlogam paling reaktif setelah fluorin, meskipun oksigen tidak termasuk halogen, karena kelopak valensi halogen berada pada bilangan kuantum utama yang lebih tinggi.

Dalam kasus sederhana ini di mana aturan oktet dipatuhi, [[valensi]] suatu atom sama dengan jumlah elektron yang diperoleh, hilang, atau digunakan bersama untuk membentuk oktet yang stabil. Namun, banyak juga molekul yang [[Kaidah oktet#Pengecualian Aturan Oktet|menyimpang]] dari aturan oktet, sehingga valensinya tidak dapat didefinisikan dengan jelas.

== Konduktivitas listrik ==
Elektron valensi juga bertanggung jawab terhadap [[konduktivitas listrik]] suatu unsur; akibatnya, unsur dapat diklasifikasikan sebagai [[logam]], [[nonlogam]], atau [[semikonduktor]] (atau [[metaloid]]).

Unsur [[logam]] umumnya memiliki [[konduktivitas listrik]] yang tinggi ketika berada dalam keadaan [[padat]]. Pada masing-masing baris [[tabel periodik]], logam terletak di sebelah kiri nonlogam, sehingga logam memiliki lebih sedikit elektron valensi yang mungkin daripada nonlogam. Namun, elektron valensi atom logam memiliki [[energi ionisasi]] kecil, dan dalam keadaan padat elektron valensi ini relatif bebas meninggalkan satu atom untuk bergabung dengan atom lain di dekatnya. Elektron "bebas" semacam ini dapat dipindahkan di bawah pengaruh [[medan listrik]], dan gerakannya mengandung [[arus listrik]]; ia bertanggung jawab terhadap konduktivitas listrik logam. [[Tembaga]], [[aluminium]], [[perak]], dan [[emas]] adalah contoh konduktor yang baik.

Unsur [[nonlogam]] memiliki konduktivitas listrik rendah; ia bertindak selaku [[Insulator (listrik)|isolator]]. Unsur semacam ini dapat dijumpai di sebelah kanan tabel perodik, dan memiliki kelopak valensi sekurang-kurangnya setengah penuh (terkecuali [[boron]]). Energi ionisasinya besar; elektron tidak dapat meninggalkan atom dengan mudah ketika diberi perlakuan dengan medan listrik, sehingga unsur semacam ini sangat kecil menghantarkan arus. Contoh isolator unsur padat adalah [[intan]] (suatu [[alotrop]] [[karbon]]) dan [[belerang]].

Senyawa padat yang mengandung logam dapat juga merupakan isolator jika elektron valensi atom logam digunakan untuk membentuk [[ikatan ionik]]. Misalnya, meskipun unsur [[natrium]] adalah suatu logam, [[natrium klorida]] padat adalah isolator, karena elektron valensi natrium ditransfer kepada klorin untuk membentuk ikatan ionik, sehingga elektron tidak dapat bergerak bebas.

[[Semikonduktor]] memiliki konduktivitas listrik di antara logam dan nonlogam; suatu semikonduktor juga berbeda dari logam dalam hal konduktivitas semikonduktor yang meningkat seiring dengan kenaikan [[suhu]]. Unsur semikonduktor yang umum adalah [[silikon]] dan [[germanium]], masing-masing atom mempunyai empat elektron valensi. Sifat semikonduktor dapat dijelaskan dengan baik menggunakan [[Struktur pita elektronik|teori pita]], sebagai konsekuensi dari kesenjangan energi yang kecil antara [[Pita valensi dan konduksi|pita valensi]] (yang mengandung elektron valensi pada nol mutlak) dan pita konduksi (tujuan eksitasi elektron valensi karena energi termal).

== Referensi ==

== Pranala luar ==

* Francis, Eden. [http://dl.clackamas.cc.or.us/ch104-06/valence_electrons.htm Valence Electrons] .

== Sumber dan atribusi ==

Konten artikel ini diadaptasi dari [https://id.wikipedia.org/w/index.php?title=Elektron+valensi&oldid=28002973 Wikipedia bahasa Indonesia], revisi 28002973 (2025-10-16T05:42:17Z), yang tersedia berdasarkan lisensi Creative Commons Atribusi-BerbagiSerupa (CC BY-SA). Mohon gunakan konten ini secara bijak serta sesuai dengan ketentuan lisensi yang berlaku.