Kamis, 10 September 2009

Konfigurasi elektron

Konfigurasi elektron

Dari Wikipedia bahasa Indonesia, ensiklopedia bebas

Langsung ke: navigasi, cari
Orbital-orbital molekul dan atom elektron

Dalam fisika atom dan kimia kuantum, konfigurasi elektron adalah susunan elektron-elektron pada sebuah atom, molekul, atau struktur fisik lainnya.[1] Sama seperti partikel elementer lainnya, elektron patuh pada hukum mekanika kuantum dan menampilkan sifat-sifat bak-partikel maupun bak-gelombang. Secara formal, keadaan kuantum elektron tertentu ditentukan oleh fungsi gelombangnya, yaitu sebuah fungsi ruang dan waktu yang bernilai kompleks. Menurut interpretasi mekanika kuantum Copenhagen, posisi sebuah elektron tidak bisa ditentukan kecuali setelah adanya aksi pengukuran yang menyebabkannya untuk bisa dideteksi. Probabilitas aksi pengukuran akan mendeteksi sebuah elektron pada titik tertentu pada ruang adalah proporsional terhadap kuadrat nilai absolut fungsi gelombang pada titik tersebut.

Elektron-elektron dapat berpindah dari satu aras energi ke aras energi yang lainnya dengan emisi atau absorpsi kuantum energi dalam bentuk foton. Oleh karena asas larangan Pauli, tidak boleh ada lebih dari dua elektron yang dapat menempati sebuah orbital atom, sehingga elektron hanya akan meloncat dari satu orbital ke orbital yang lainnya hanya jika terdapat kekosongan di dalamnya.

Pengetahuan atas konfigurasi elektron atom-atom sangat berguna dalam membantu pemahaman struktur tabel periodik unsur-unsur. Konsep ini juga berguna dalam menjelaskan ikatan kimia yang menjaga atom-atom tetap bersama.

Daftar isi

[sembunyikan]

[sunting] Kelopak dan subkelopak

Konfigurasi elektron yang pertama kali dipikirkan adalah berdasarkan pada model atom model Bohr. Adalah umum membicarakan kelopak maupun subkelopak walaupun sudah terdapat kemajuan dalam pemahaman sifat-sifat mekania kuantum elektron. Berdasarkan asas larangan Pauli, sebuah orbital hanya dapat menampung maksimal dua elektron. Namun pada kasus-kasus tertentu, terdapat beberapa orbital yang memiliki aras energi yang sama (dikatakan berdegenerasi), dan orbital-orbital ini dihitung bersama dalam konfigurasi elektron.

Kelopak elektron merupakan sekumpulan orbital-orbital atom yang memiliki bilangan kuantum utama n yang sama, sehingga orbital 3s, orbital-orbital 3p, dan orbital-orbital 3d semuanya merupakan bagian dari kelopak ketiga. Sebuah kelopak elektron dapat menampung 2n2 elektron; kelopak pertama dapat menampung 2 elektron, kelopak kedua 8 elektron, dan kelopak ketiga 18 elektron, demikian seterusnya.

Subkelopak elektron merupakan sekelompok orbital-orbital yang mempunyai label orbital yang sama, yakni yang memiliki nilai n dan l yang sama. Sehingga tiga orbital 2p membentuk satu subkelopak, yang dapat menampung enam elektron. Jumlah elektron yang dapat ditampung pada sebuah subkelopak berjumlah 2(2l+1); sehingga subkelopak "s" dapat menampung 2 elektron, subkelopak "p" 6 elektron, subkelopak "d" 10 elektron, dan subkelopak "f" 14 elektron.

Jumlah elektron yang dapat menduduki setiap kelopak dan subkelopak berasal dari persamaan mekanika kuantum,[2] terutama asas larangan Pauli yang menyatakan bahwa tidak ada dua elektron dalam satu atom yang bisa mempunyai nilai yang sama pada keempat bilangan kuantumnya.[3]

[sunting] Notasi

Para fisikawan dan kimiawan menggunakan notasi standar untuk mendeskripsikan konfigurasi-konfigurasi elektron atom dan molekul. Untuk atom, notasinya terdiri dari untaian label orbital atom (misalnya 1s, 3d, 4f) dengan jumlah elektron dituliskan pada setiap orbital (atau sekelompok orbital yang mempunyai label yang sama). Sebagai contoh, hidrogen mempunyai satu elektron pada orbital s kelopak pertama, sehingga konfigurasinya ditulis sebagai 1s1. Litium mempunyai dua elektron pada subkelopak 1s dan satu elektron pada subkelopak 2s, sehingga konfigurasi elektronnya ditulis sebagai 1s2 2s1. Fosfor (bilangan atom 15) mempunyai konfigurasi elektron : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3.

Untuk atom dengan banyak elektron, notasi ini akan menjadi sangat panjang, sehingga notasi yang disingkat sering digunakan. Konfigurasi elektron fosfor, misalnya, berbeda dari neon (1s2 2s2 2p6) hanya pada keberadaan kelopak ketiga. Sehingga konfigurasi elektron neon dapat digunakan untuk menyingkat konfigurasi elektron fosfor. Konfigurasi elektron fosfor kemudian dapat ditulis: [Ne] 3s2 3p3. Konvensi ini sangat berguna karena elektron-elektron pada kelopak terluar sajalah yang paling menentukan sifat-sifat kimiawi sebuah unsur.

Urutan penulisan orbital tidaklah tetap, beberapa sumber mengelompokkan semua orbital dengan nilai n yang sama bersama, sedangkan sumber lainnya mengikuti urutan berdasarkan asas Aufbau. Sehingga konfigurasi Besi dapat ditulis sebagai [Ar] 3d6 4s2 ataupun [Ar] 4s2 3d6 (mengikuti asas Aufbau).

Adalah umum untuk menemukan label-label orbital "s", "p", "d", "f" ditulis miring, walaupaun IUPAC merekomendasikan penulisan normal. Pemilihan huruf "s", "p", "d", "f" berasal dari sistem lama dalam mengkategorikan garis spektra, yakni "sharp", "principal", "diffuse", dan "fine". Setelah "f", label selanjutnya diikuti secara alfabetis, yakni "g", "h", "i", ...dst, walaupun orbital-orbital ini belum ditemukan.

Konfigurasi elektron molekul ditulis dengan cara yang sama, kecuali bahwa label orbital molekullah yang digunakan, dan bukannya label orbital atom.

[sunting] Sejarah

Niels Bohr adalah orang yang pertama kali (1923) mengajukan bahwa periodisitas pada sifat-sifat unsur kimia dapat dijelaskan oleh struktur elektronik atom tersebut.[4] Pengajuannya didasarkan pada model atom Bohr, yang mana kelopak-kelopak elektronnya merupakan orbit dengan jarak yang tetap dari inti atom. Konfigurasi awal Bohr berbeda dengan konfigurasi yang sekarang digunakan: sulfur berkonfigurasi 2.4.4.6 daripada 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4.

Satu tahun kemudian, E. C. Stoner memasukkan bilangan kuantum ketiga Sommerfeld ke dalam deskripsi kelopak elektron, dan dengan benar memprediksi struktur kelopak sulfur sebagai 2.8.6.[5] Walaupun demikian, baik sistem Bohr maupun sistem Stoner tidak dapat menjelaskan dengan baik perubahan spektra atom dalam medan magnet (efek Zeeman).

Bohr sadar akan kekurangan ini (dan yang lainnya), dan menulis surat kepada temannya Wolfgang Pauli untuk meminta bantuannya menyelamatkan teori kuantum (sistem yang sekarang dikenal sebagai "teori kuantum lama"). Pauli menyadari bahwa efek Zeeman haruslah hanya diakibatkan oleh elektron-elektron terluar atom. Ia juga dapat menghasilkan kembali struktur kelopak Stoner, namun dengan struktur subkelopak yang benar dengan pemasukan sebuah bilangan kuantum keempat dan asas larangannya (1925):[6]

It should be forbidden for more than one electron with the same value of the main quantum number n to have the same value for the other three quantum numbers k [l], j [ml] and m [ms].

Adalah tidak diperbolehkan untuk lebih dari satu elektron dengan nilai bilangan kuantum utama n yang sama memiliki nilai tiga bilangan kuantum k [l], j [ml] dan m [ms] yang sama.

Persamaan Schrödinger yang dipublikasikan tahun 1926 menghasilkan tiga dari empat bilangan kuantum sebagai konsekuensi penyelesainnya untuk atom hidrogen:[2] penyelesaian ini menghasilkan orbital-orbital atom yang dapat kita temukan dalam buku-buku teks kimia. Kajian spektra atom mengijinkan konfigurasi elektron atom untuk dapat ditentukan secara eksperimen, yang pada akhirnya menghasilkan kaidah empiris (dikenal sebagai kaidah Madelung (1936)[7]) untuk urutan orbital atom mana yang terlebih dahulu diisi elektron.

[sunting] Asas Aufbau

Asas Aufbau (berasal dari Bahasa Jerman Aufbau yang berarti "membangun, konstruksi") adalah bagian penting dalam konsep konfigurasi elektron awal Bohr. Ia dapat dinyatakan sebagai:[8]

Terdapat maksimal dua elektron yang dapat diisi ke dalam orbital dengan urutan peningkatan energi orbital: orbital berenergi terendah diisi terlebih dahulu sebelum elektron diletakkan ke orbital berenergi lebih tinggi.
Urutan pengisian orbital-orbital atom mengikuti arah panah.

Asas ini bekerja dengan baik (untuk keadaan dasar atom-atom) untuk 18 unsur pertama; ia akan menjadi semakin kurang tepat untuk 100 unsur sisanya. Bentuk modern asas Aufbau menjelaskan urutan energi orbital berdasarkan kaidah Madelung, pertama kali dinyatakan oleh Erwin Madelung pada tahun 1936.[7][9]

  1. Orbital diisi dengan urutan peningkatan n+l;
  2. Apabila terdapat dua orbital dengan nilai n+l yang sama, maka orbital yang pertama diisi adalah orbital dengan nilai n yang paling rendah.

Sehingga, menurut kaidah ini, urutan pengisian orbital adalah sebagai berikut:

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p

Asas Aufbau dapat diterapkan, dalam bentuk yang dimodifikasi, ke proton dan neutron dalam inti atom.

[sunting] Tabel periodik

Bentuk tabel periodik berhubungan dekat dengan konfigurasi elektron atom unsur-unsur. Sebagai contoh, semua unsur golongan 2 memiliki konfigurasi elektron [E] ns2 (dengan [E] adalah konfigurasi gas inert), dan memiliki kemiripan dalam sifat-sifat kimia. Kelopak elektron terluar atom sering dirujuk sebagai "kelopak valensi" dan menentukan sifat-sifat kimia suatu unsur. Perlu diingat bahwa kemiripan dalam sifat-sifat kimia telah diketahui satu abad sebelumnya, sebelum pemikiran konfigurasi elektron ada.[10]

[sunting] Kelemahan asas Aufbau

Asas Aufbau begantung pada postulat dasar bahwa urutan energi orbital adalah tetap, baik untuk suatu unsur atau di antara unsur-unsur yang berbeda. Ia menganggap orbital-orbital atom sebagai "kotak-kotak" energi tetap yang mana dapat diletakkan dua elektron. Namun, energi elektron dalam orbital atom bergantung pada energi keseluruhan elektron dalam atom (atau ion, molekul, dsb). Tidak ada "penyelesaian satu elektron" untuk sebuah sistem dengan elektron lebih dari satu, sebaliknya yang ada hanya sekelompok penyelesaian banyak elektron, yang tidak dapat dihitung secara eksak[11] (walaupun terdapat pendekatan matematika yang dapat dilakukan, seperti metode Hartree-Fock).

[sunting] Ionisasi logam transisi

Aplikasi asas Aufbau yang terlalu dipaksakan kemudan menghasilkan paradoks dalam kimia logam transisi. Kalium dan kalsium muncul dalam tabel periodik sebelum logam transisi, dan memiliki konfigurasi elektron [Ar] 4s1 dan [Ar] 4s2 (orbital 4s diisi terlebih dahulu sebelum orbital 3d). Hal ini sesuai dengan kaidah Madelung, karena orbital 4s memiliki nilai n+l = 4 (n = 4, l = 0), sedangkan orbital 3d n+l = 5 (n = 3, l = 2). Namun kromium dan tembaga memiliki konfigurasi elektron [Ar] 3d5 4s1 dan [Ar] 3d10 4s1 (satu elektron melewati pengisian orbital 4s ke orbital 3d untuk menghasilkan subkelopak yang terisi setengah). Dalam kasus ini, penjelasan yang diberikan adalah "subkelopak yang terisi setengah ataupun terisi penuh adalah susunan elektron yang stabil".

Paradoks akan muncul ketika elektron dilepaskan dari atom logam transisi, membentuk ion. Elektron yang pertama kali diionisasikan bukan berasal dari orbital 3d, melainkan dari 4s. Hal yang sama juga terjadi ketika senyawa kimia terbentuk. Kromium heksakarbonil dapat dijelaskan sebagai atom kromium (bukan ion karena keadaan oksidasinya 0) yang dikelilingi enam ligan karbon monoksida; ia bersifat diamagnetik dan konfigurasi atom pusat kromium adalah 3d6, yang berarti bahwa orbital 4s pada atom bebas telah bepindah ke orbital 3d ketika bersenyawa. Pergantian elektron antara 4s dan 3d ini dapat ditemukan secara universal pada deret pertama logam-logam transisi.[12]

Fenomena ini akan menjadi paradoks hanya ketika diasumsikan bahwa energi orbital atom adalah tetap dan tidak dipengaruhi oleh keberadaan elektron pada orbital-orbital lainnya. Jika begitu, maka orbital 3d akan memiliki energi yang sama dengan orbital 3p, seperti pada hidrogen. Namun hal ini jelas-jelas tidak demikian.

[sunting] Pengecualian kaidah Madelung lainnya

Terdapat beberapa pengecualian kaidah Madelung lainnya untuk unsur-unsur yang lebih berat, dan akan semakin sulit untuk menggunakan penjelasan yang sederhana mengenai pengecualian ini. Adalah mungkin untuk memprediksikan kebanyakan pengecualian ini menggunakan perhitungan Hartree-Fock,[13] yang merupakan metode pendekatan dengan melibatkan efek elektron lainnya pada energi orbital. Untuk unsur-unsur yang lebih berat, diperlukan juga keterlibatan efek relativitas khusus terhadap energi orbital atom, karena elektron-elektron pada kelopak dalam bergerak dengan kecepatan mendekati kecepatan cahaya. Secara umun, efek-efek relativistik ini[14] cenderung menurunkan energi orbital s terhadap orbital atom lainnya.[15]

Periode 5 Periode 6 Periode 7
Unsur Z Konfigurasi elektron Unsur Z Konfigurasi elektron Unsur Z Konfigurasi elektron
Itrium 39 [Kr] 5s2 4d1 Lantanum 57 [Xe] 6s2 5d1 Aktinium 89 [Rn] 7s2 6d1
Serium 58 [Xe] 6s2 4f1 5d1 Torium 90 [Rn] 7s2 6d2
Praseodimium 59 [Xe] 6s2 4f3 Protaktinium 91 [Rn] 7s2 5f2 6d1
Neodimium 60 [Xe] 6s2 4f4 Uranium 92 [Rn] 7s2 5f3 6d1
Prometium 61 [Xe] 6s2 4f5 Neptunium 93 [Rn] 7s2 5f4 6d1
Samarium 62 [Xe] 6s2 4f6 Plutonium 94 [Rn] 7s2 5f6
Europium 63 [Xe] 6s2 4f7 Amerisium 95 [Rn] 7s2 5f7
Gadolinium 64 [Xe] 6s2 4f7 5d1 Kurium 96 [Rn] 7s2 5f7 6d1
Terbium 65 [Xe] 6s2 4f9 Berkelium 97 [Rn] 7s2 5f9
Zirkonium 40 [Kr] 5s2 4d2 Hafnium 72 [Xe] 6s2 4f14 5d2
Niobium 41 [Kr] 5s1 4d4 Tantalum 73 [Xe] 6s2 4f14 5d3
Molibdenum 42 [Kr] 5s1 4d5 Tungsten 74 [Xe] 6s2 4f14 5d4
Teknesium 43 [Kr] 5s2 4d5 Renium 75 [Xe] 6s2 4f14 5d5
Rutenium 44 [Kr] 5s1 4d7 Osmium 76 [Xe] 6s2 4f14 5d6
Rodium 45 [Kr] 5s1 4d8 Iridium 77 [Xe] 6s2 4f14 5d7
Paladium 46 [Kr] 4d10 Platinum 78 [Xe] 6s1 4f14 5d9
Perak 47 [Kr] 5s1 4d10 Emas 79 [Xe] 6s1 4f14 5d10
Kadmium 48 [Kr] 5s2 4d10 Raksa 80 [Xe] 6s2 4f14 5d10
Indium 49 [Kr] 5s2 4d10 5p1 Talium 81 [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p1

[sunting] Lihat pula

Rabu, 09 September 2009

KETERATURAN JARI-JARI ATOM

Jari-jari atom

Dari Wikipedia bahasa Indonesia, ensiklopedia bebas

Langsung ke: navigasi, cari

Jari-jari atom adalah jarak dari inti atom ke orbital elektron terluar yang stabil dalam suatu atom dalam keadaan setimbang. Biasanya jarak tersebut diukur dalam satuan pikometer atau angstrum. Dikarenakan elektron-elektron senantiasa bergerak, maka untuk mengukur jarak dari inti atom kepadanya amatlah sulit. Untuk itu digunakan beberapa cara yang lebih akurat seperti dijelaskan pada bagian selanjutnya.

Daftar isi

[sembunyikan]

[sunting] Jenis-jenis jari-jari atom

Terdapat beberapa jenis jari-jari atom yang digunakan untuk menyatakan jarak dari inti atom ke lintasan stabil terluar dari elektronnya, di antaranya adalah jari-jari kovalen, jari-jari logam dan jari-jari van der Waals. Ketiganya dipilih disebabkan oleh perbedaan dari sifat-sifat elemen yang akan diukur.

[sunting] Jari-jari kovalen

Jari-jari atom diukur menggunakan jari-jari kovalen untuk elemen-elemen yang memiliki jenis ikatan kovalen. Umumnya elemen-elemen ini merupakan elemen-elemen non-logam. Secara teknis jarak yang diukur adalah setengah dari jarak internuklir antara dua atom bertetangga terdekat dalam kisi-kisi kristal.

Jari-jari kovalen untuk elemen-elemen yang tidak dapat berikatan dapat diperkirakan dengan melakukan kombinasi jari-jari dari elemen-elemen yang dapat berikatan dalam molekul untuk atom-atom yang berbeda.

[sunting] Jari-jari logam

Jari-jari atom diukur menggunakan jari-jari logam untuk elemen-elemen yang termasuk dalam elemen-elemen logam. Jari-jari logam adalah setengah jarak dari jarak internuklir terdekat dari atom-atom dalam kristal logam.

[sunting] Jari-jari van der Waals

Jari-jari atom diukur menggunakan jari-jari van der Waals untuk elemen yang atom-atomnya tidak dapat saling berikatan. Contoh dari kelompok ini adalah gas mulia, di mana dikatakan bahwa atom-atom dari elemen ini tak termampatkan atau terpadatkan (unsquashed).

[sunting] Jari-jari atom dalam tabel periodik

Dalam tabel periodik, jari-jari atom bertambah nilainya dalam satu golongan ke bawah sejalan dengan bertambahnya lintasan-lintasan elektron, dan berkurang kiri ke kanan dikarenakan dengan bertambahnya muatan inti (atau jumlah proton) - dengan perkecualian untuk golongan gas mulia.

[sunting] Beberapa nilai jari-jari atom

Catatan: Semua pengukuran dituliskan dalam satuan pikometer (pm).

nomor simbol nama jari-jari
empiris hasil perhitungan van der Waals kovalen
1 H hydrogen 25 53 120 37
2 He helium - 31 140 32
3 Li lithium 145 167 182 134
4 Be beryllium 105 112 - 90
5 B boron 85 87 - 82
6 C carbon 70 67 170 77
7 N nitrogen 65 56 155 75
8 O oxygen 60 48 152 73
9 F fluorine 50 42 147 71
10 Ne neon - 38 154 69
11 Na sodium 180 190 227 154
12 Mg magnesium 150 145 173 130
13 Al aluminium 125 118 - 118
14 Si silicon 110 111 210 111
15 P phosphorus 100 98 180 106
16 S sulfur 100 88 180 102
17 Cl chlorine 100 79 175 99
18 Ar argon 71 71 188 97
19 K potassium 220 243 275 196
20 Ca calcium 180 194 - 174
21 Sc scandium 160 184 - 144
22 Ti titanium 140 176 - 136
23 V vanadium 135 171 - 125
24 Cr chromium 140 166 - 127
25 Mn manganese 140 161 - 139
26 Fe iron 140 156 - 125
27 Co cobalt 135 152 - 126
28 Ni nickel 135 149 163 121
29 Cu copper 135 145 140 138
30 Zn zinc 135 142 139 131
31 Ga gallium 130 136 187 126
32 Ge germanium 125 125 - 122
33 As arsenic 115 114 185 119
34 Se selenium 115 103 190 116
35 Br bromine 115 94 185 114
36 Kr krypton - 88 202 110
37 Rb rubidium 235 265 - 211
38 Sr strontium 200 219 - 192
39 Y yttrium 180 212 - 162
40 Zr zirconium 155 206 - 148
41 Nb niobium 145 198 - 137
42 Mo molybdenum 145 190 - 145
43 Tc technetium 135 183 - 156
44 Ru ruthenium 130 178 - 126
45 Rh rhodium 135 173 - 135
46 Pd palladium 140 169 163 131
47 Ag silver 160 165 172 153
48 Cd cadmium 155 161 158 148
49 In indium 155 156 193 144
50 Sn tin 145 145 217 141
51 Sb antimony 145 133 - 138
52 Te tellurium 140 123 206 135
53 I iodine 140 115 198 133
54 Xe xenon - 108 216 130
55 Cs caesium 260 298 - 225
56 Ba barium 215 253 - 198
57 La lanthanum 195 - - 169
58 Ce cerium 185 - - -
59 Pr praseodymium 185 247 - -
60 Nd neodymium 185 206 - -
61 Pm promethium 185 205 - -
62 Sm samarium 185 238 - -
63 Eu europium 185 231 - -
64 Gd gadolinium 180 233 - -
65 Tb terbium 175 225 - -
66 Dy dysprosium 175 228 - -
67 Ho holmium 175 - - -
68 Er erbium 175 226 - -
69 Tm thulium 175 222 - -
70 Yb ytterbium 175 222 - -
71 Lu lutetium 175 217 - 160
72 Hf hafnium 155 208 - 150
73 Ta tantalum 145 200 - 138
74 W tungsten 135 193 - 146
75 Re rhenium 135 188 - 159
76 Os osmium 130 185 - 128
77 Ir iridium 135 180 - 137
78 Pt platinum 135 177 175 128
79 Au gold 135 174 166 144
80 Hg mercury 150 171 155 149
81 Tl thallium 190 156 196 148
82 Pb lead 180 154 202 147
83 Bi bismuth 160 143 - 146
84 Po polonium 190 135 - -
85 At astatine - - - -
86 Rn radon - 120 - 145
87 Fr francium - - - -
88 Ra radium 215 - - -
89 Ac actinium 195 - - -
90 Th thorium 180 - - -
91 Pa protactinium 180 - - -
92 U uranium 175 - 186 -
93 Np neptunium 175 - - -
94 Pu plutonium 175 - - -
95 Am americium 175 - - -
96 Cm curium - - - -
97 Bk berkelium - - - -
98 Cf californium - - - -
99 Es einsteinium - - - -
100 Fm fermium - - - -
101 Md mendelevium - - - -
102 No nobelium - - - -
103 Lr lawrencium - - - -
104 Rf rutherfordium - - - -
105 Db dubnium - - - -
106 Sg seaborgium - - - -
107 Bh bohrium - - - -
108 Hs hassium - - - -
109 Mt meitnerium - - - -
110 Ds darmstadtium - - - -
111 Rg roentgenium - - - -
112 Uub ununbium - - - -
113 Uut ununtrium - - - -
114 Uuq ununquadium - - - -
115 Uup ununpentium - - - -
116 Uuh ununhexium - - - -
  • Radius suatu atom bukanlah suatu karakteristik yang unik dan bergantung dari definisi. Data yang diambil dari sumber yang berbeda dengan asumsi (pemodelan atau pengukuran) yang berbeda tidak dapat saling dibandingkan.
  • † sampai dengan ketelitian kira-kira 5 pm.
  • - data tidak tersedia.