Konfigurasi elektron Dari Wikipedia bahasa Indonesia, ensiklopedia bebas
Orbital-orbital molekul dan atom elektron
Dalam fisika atom dan kimia kuantum, kuantum, konfigurasi elektron adalah elektron adalah susunan elektron[1] elektron pada sebuah atom atom,, molekul molekul,, atau struktur fisik lainnya lainnya.. Sama seperti partikel elementer lainnya, 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, gelombangnya, yaitu sebuah fungsi ruang dan waktu yang bernilai kompleks.. Menurut interpretasi mekanika kuantum Copenhage kompleks Copenhagen n, 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 Elektron-elektron emisi atau absorpsi kuantum energi dalam bentuk foton foton.. Oleh karena asas larangan Pauli, Pauli, tidak boleh ada lebih dari dua elektron yang dapat menempati sebuah orbital atom, 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 pemahama n struktur struktur tabel tabel periodik unsur-unsur. Konsep ini juga berguna dalam menjelaskan ikatan kimia yang menjaga atom-atom tetap bersama. Daftar isi [sembunyikan]
1Kelopak dan subkelopak 2Notasi 3Sejarah 4Asas Aufbau 4.1Tabel periodik o 4.2Kelemahan asas Aufbau o 4.3Ionisasi logam transisi o 4.4Pengecualian kaidah Madelung lainnya o 5Lihat pula 6Catatan kaki 7Referensi 8Pranala luar
Kelopak dan subkelopak [sunting | sunting sumber ] Lihat pula: Kelopak elektron 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 mekanika kuantum elektron. Berdasarka Berdasarkan n asas larangan Pauli,, sebuah orbital hanya dapat menampun Pauli menampung g maksimal dua elektron. Namun N amun pada kasuskasus tertentu, terdapat beberapa orbital yang memiliki aras energi yang sama (dikatakan ber be r degenerasi) degenerasi), dan orbital-orb orbital-orbital ital ini dihitung bersama dalam konfigurasi elektron. Kelopak elektron merupakan sekumpulan orbital-orbital orbital-orbital atom yang memiliki bilangan kuantum utama n yang sama, sehingga orbital 3s, orbital-orbital 3p, dan orbital-orb orbital-orbital ital 3d semuanya 2 merupakan bagian dari kelopak ketiga. Sebuah kelopak elektron dapat menampung 2n 2 n elektron; kelopak pertama dapat menampung 2 elektron, kelopak kedua 8 elektron, dan kelopak ketiga 18 elektron, demikian seterusnya seterusnya.. Subkelopak elektron merupakan sekelompok orbital-orbital yang mempunyai label orbital yang sama, yakni yang memiliki nilai n dan l yang 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 2(2l +1); +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 [n 1] mekanika kuantum, kuantum, terutama asas larangan Pauli yang menyatakan bahwa tidak ada dua elektron dalam satu atom yang bisa mempunyai nilai yang sama pada keempat bilangan [2] kuantumnya.. kuantumnya
Notasi[sunting | sunting sumber ] Lihat pula: Orbital atom Para fisikawan dan kimiawan k imiawan menggunakan menggunakan notasi standar untuk mendeskripsikan konfigurasikonfigurasi 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 konfigurasinya ditulis sebagai 1 1s . Litium mempunyai dua elektron pada subkelopak 1s dan satu elektron pada subkelopak 2s, 2 1 sehingga konfigurasi elektronnya ditulis sebagai 1s 2s . Fosfor Fosfor ((bilangan atom 15) mempunyai 2 2 6 2 3 konfigurasi elektron : 1s 2s 2p 3s 3p . Untuk atom dengan banyak elektron, notasi ini akan menjadi sangat panjang, sehingga notasi yang disingkat sering digunakan digunakan.. Konfigurasi elektron fosfor, misalnya, berbeda 2 2 6 dari neon (1s 2s 2p ) hanya pada keberadaan kelopak ketiga. Sehingga konfigurasi elektron neon dapat digunakan untuk menyingkat konfigurasi elektron fosfor. Konfigurasi elektron fosfor 2 3 kemudian dapat ditulis: [Ne] 3s 3p . 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 6 2 asas Aufbau. Sehingga konfigurasi Besi dapat ditulis sebagai [Ar] 3d 4s ataupun 2 6 [Ar] 4s 3d (mengikuti asas Aufbau). Adalah umum umum untuk menemukan menemukan label-label label-label orbital orbital "s", "p", "d", "f" ditulis miring, miring, walaupaun walaupaun IUPAC merekomendasikan penulisan normal. Pemilihan huruf "s", "p", "d", "f" berasal dari sistem lama dalam mengkategorikan garis spektra, spektra, yakni "sharp", "principal", "diffuse", dan "fundamental". "fundament al". Setelah "f", label selanjutny selanjutnya a diikuti secara alfabetis, yakni "g", "h", "i", ...dst, walaupun orbital-orbital orbital-orbital ini belum ditemukan. Konfigurasi elektron molekul molekul ditulis dengan cara yang sama, kecuali bahwa label orbital molekullah yang digunakan, dan bukannya label orbital atom.
Sejarah[sunting | sunting sumber ] Niels Bohr adalah orang yang pertama kali (1923) mengajukan bahwa periodisitas pada sifat[3] sifat unsur kimia dapat dijelaskan oleh struktur elektronik atom tersebut. 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 2 2 6 2 4 sekarang digunakan: sulfur berkonfigurasi 2.4.4.6 daripada 1s 2s 2p 3s 3p . Satu tahun kemudian, E. C. Stoner memasukkan bilangan kuantum ketiga Sommerfeld ke dalam deskripsi kelopak elektron, dan dengan benar memprediksi struktur kelopak sulfur sebagai [4] 2.8.6. 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 [5] pemasukan sebuah bilangan kuantum keempat dan asas larangannya(1925): 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 [ m ]l 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 [ m ]l dan m [ ms ] yang sama. Persamaan Schrödinger yang dipublikasikan tahun 1926 menghasilkan tiga dari empat bilangan [n 1] kuantum sebagai konsekuensi penyelesainnya untuk atom hidrogen: penyelesaian ini menghasilkan orbital-orbital atom yang dapat kita temukan dalam buku-buku teks kimia. Kajian spektra atom mengizinkan konfigurasi elektron atom untuk dapat ditentukan secara eksperimen, [6] yang pada akhirnya menghasilkan kaidah empiris (dikenal sebagai kaidah Madelung (1936) ) untuk urutan orbital atom mana yang terlebih dahulu diisi elektron.
Asas Aufbau[sunting | sunting sumber ] Asas Aufbau (berasal dari Bahasa Jerman Aufbau yang berarti "membangun, konstruksi") adalah bagian penting dalam konsep konfigurasi elektron awal Bohr. Ia dapat dinyatakan [7] sebagai: 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 [6][n 2] oleh Erwin Madelung pada tahun 1936. 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.
Tabel periodik[sunting | sunting sumber ]
Tabel konfigurasi elektron
Artikel utama untuk bagian ini adalah: Tabel periodik Bentuk tabel periodik berhubungan dekat dengan konfigurasi elektron atom unsurunsur. Sebagai contoh, semua unsur golongan 2 memiliki konfigurasi elektron 2 [E] ns (dengan [E] adalah konfigurasi gas inert), dan memiliki kemiripan dalam sifatsifat 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 [n 3] konfigurasi elektron ada.
Kelemahan asas Aufbau [sunting | sunting sumber ] 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, [n 4] yang tidak dapat dihitung secara eksak (walaupun terdapat pendekatan matematika yang dapat dilakukan, seperti metode Hartree-Fock).
Ionisasi logam transisi [sunting | sunting sumber ] 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 1 2 [Ar] 4s dan [Ar] 4s (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). 5 1 Namun kromium dan tembaga memiliki konfigurasi elektron [Ar] 3d 4s dan 10 1 [Ar] 3d 4s (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 6 bersifat diamagnetik dan konfigurasi atom pusat kromium adalah 3d , 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 [n 5] deret pertama logam-logam transisi. 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.
Pengecualian kaidah Madelung lainnya [sunting | sunting sumber ] 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 [8] pengecualian ini menggunakan perhitungan Hartree-Fock, 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 [9] relativistik ini cenderung menurunkan energi orbital s terhadap orbital atom [10] lainnya.
Periode 5 Unsur Z
Itrium
Periode 6
Konfigurasi elektron 2
1
39 [Kr ] 5s 4d
Periode 7
Unsur
Z
Konfigurasi elektron
Lantanum
57 [Xe] 6s 5d
Serium
58 [Xe] 6s 4f 5d
Unsur
Z
Konfigurasi elektron
Aktinium
89 [Rn] 7s 6d
Torium
90 [Rn] 7s 6d
2
1
2
1
2
3
Protaktinium 91 [Rn] 7s 5f 6d
2
4
Uranium
92 [Rn] 7s 5f 6d
2
5
Neptunium
93 [Rn] 7s 5f 6d
2
6
Plutonium
94 [Rn] 7s 5f
2
7
Amerisium
95 [Rn] 7s 5f
2
7
Kurium
96 [Rn] 7s 5f 6d
2
9
Berkelium
97 [Rn] 7s 5f
1
Praseodimium 59 [Xe] 6s 4f Neodimium
60 [Xe] 6s 4f
Prometium
61 [Xe] 6s 4f
Samarium
62 [Xe] 6s 4f
Europium
63 [Xe] 6s 4f
Gadolinium
64 [Xe] 6s 4f 5d
Terbium
65 [Xe] 6s 4f
1
2
1
2
2
2
2
1
2
3
1
2
4
1
2
6
2
7
2
7
2
9
1
2
2
Hafnium
1
4
Tantalum 73 [Xe] 6s 4f 5d
1
5
Tungsten
74 [Xe] 6s 4f 5d
2
5
Renium
75 [Xe] 6s 4f 5d
1
7
Osmium
76 [Xe] 6s 4f 5d
1
8
Iridium
77 [Xe] 6s 4f 5d
Platinum
78 [Xe] 6s 4f 5d
Zirkonium
40 [Kr ] 5s 4d
Niobium
41 [Kr ] 5s 4d
Molibdenum 42 [Kr ] 5s 4d Teknesium
43 [Kr ] 5s 4d
Rutenium
44 [Kr ] 5s 4d
Rodium
45 [Kr ] 5s 4d
Paladium
46 [Kr ] 4d
Perak
47 [Kr ] 5s 4d
Kadmium
48 [Kr ] 5s 4d
Indium
49 [Kr ] 5s 4d 5p
10
2
14
2
2
14
3
2
14
4
2
14
5
2
14
6
2
14
7
1
14
9
1
14
10
2
14
10
2
14
10
72 [Xe] 6s 4f 5d
1
10
Emas
79 [Xe] 6s 4f 5d
2
10
Raksa
80 [Xe] 6s 4f 5d
2
10
Talium
81 [Xe] 6s 4f 5d 6p
1
1
Selamat datang di softilmu, blog sederhana yang berbagi ilmu pengetahuan dengan penuh keikhlasan. Kali ini kami akan berbagi ilmu tentang KONFIGURASI
ELEKTRON ,
beberapa
topik
utamanya
adalah Pengertian
Konfigurasi
Elektron, Sejarah Konfigurasi Elektron, Konfigurasi Elektron Berdasarkan Kulit Atom, Elektron Valensi, Peraturan Untuk Menentukan Konfigurasi Elektron , Cara Penulisan
Konfigurasi
Elektron, Konfigurasi
Elektron
Ion,
dan Hubungan
Konfigurasi elektron dengan Sistem Periodik Unsur.
Elektron mengorbit pada tingkat energi tertentu disebut kulit. Kulit elektron adalah sekelompok orbital dengan tingkat energi sama. Selain adanya kulit, terdapat juga sub kulit yang merupakan sekelompok orbita-orbital yang sempunyai label orbital yang sama, yaitu yang memiliki nilai n dan l yang sama. Sehingga tiga orbital 2p membentuk subkulit. Pemodelan ini dibuat oleh Neils Bohr yang merupakan orang pertama mengusulkan perioditas dalam tabel periodik dan dapat dijabarkan dengan struktur elektron dalam atom.
KONFIGURASI ELEKTRON
Lalu, setelah penjelasan diatas, apa itu konfigurasi elektron? A. PENGERTIAN KONFIGURASI ELEKTRON Konfigurasi elektron merupakan susunan elektron-elektron pada sebuah atom, molekul dan struktur fisik lainnya. Sama seperti partikel elementer lainnya, elektron mengikuti hukum mekenika kuantum dan menampilkan sifat-sifat partikel maupun gelombang.
Pengetahuan
atas
konfigurasi
elektron
atom-atom
sangat
berguna
dalam
membantu pemahaman struktur tabel periodik unsur-unsur. Konsep i ni juga beguna dalam menjelaskan ikatan kimia yang menjaga atom-atom tetap bersama. Artikel Penunjang : Pengertian dan Jenis – Jenis Ikatan Kimia
TABEL PERIODIK
B. SEJARAH KONFIGURASI ELEKTRON Awalnya, Neils Bohr mengajukan model atom Bohr yang mana kulit-kulit elektronnya berbentuk orbit dengan jarak yang tetap dari inti atom. Konfigurasi awal Bohr berbeda dengan yang sekarang ini digunakan : misalnya sulfur berkonfigurasi 2.4.4.6 daripada 1s2 2s2 2p2 dst. Stu tahun kemudian, E.C Stoner memasukkan bilangan kuantum ketiga ke dalam deskripsi kulit elektron dan dengan benar memprediksi struktur sulfur sebagai 2.8.6. Tetapi baik Bohr maupun Stoner tidak dapat menjelaskan dengan baik perubahan spektra atom dan medan magnet. Lalu, dengan meminta bantuan Wolfgang Pauli, yang menyadari bahwa efek Zeeman diakibatkan oleh elektron terluar atom. Ia juga dapat menghasilkan kembali struktur kulit stoner yang benar dengan pemasukan sebuah bilangan kuantum keempat. Persamaan lainnya yaitu Schodinger menghasilkan tiga dari empat bilangan kuantum sebagai konsekuensi penyelesaian untuk atom Hidrogen. Penyelesaian ini menghasilkan orbital-orbital atom yang dapat kita temukan dalm buku-buku teks kimia. Kajian spektra atom dapat ditentukan secara eksperimen yang pada
akhirnya menghasilkan kaidah empiris untuk urutan orbital atom mana yang terlebih dahulu diisi elektron.
C. KONFIGURASI ELEKTRON BERDASARKAN KULIT ATOM Konfigurasi elektron di setiap kulit atom dapat terisi elektron maksimum 2n 2, dimana n adalah urutan kulit atom.
Jika n = 1 maka 2n 2 sama dengan 2 elektron Jika n = 2 maka 2n 2 sama dengan 8 elektron Jika n = 3 maka 2n 2 sama dengan 18 elektron Jika n = 4 maka 2n 2 sama dengan 32 elektron
Setiap kulit memiliki lambang dimana K sama dengan kulit pertama dekat dengan inti atom, L setelahnya, M setelah L, dan N setelah M. Banyaknya kulit yang terisi elektron menunjukkan periode. Elektron disusun sedemikian rupa pada masingmasing kulit dan diisi maksimum sesuai daya tampung kulitnya. Jika masih ada sisa elektron yang tidak bisa lagi ditampung pada kulit tersebut maka diletakkan pada kulit selanjutnya.
PENGISIAN KONFIGURASI ATOM PADA ATOM GOLONGAN UTAMA
Tabel diatas adalah pengisian konfigurasi elektron pada atom golongan utama. D. ELEKTRON VALENSI Elektron yang berperan dalam reaksi pembentukan ikatan kimia dan dalam reaksi kimia adalah elktron terluar atau elektron valensi. Jumlah elktron valensi ditentukan berdasarkan elektron yang terdapat pada kulit terakhir dari konfigurasi elektron atom tersebut. Unsur yang memiliki jumlah elektron valensi yang sama akan memiliki sifat kimia yang sama pula.
ELEKTRON VALENSI
Tabel diatas adalah tabel penentuan jumlah elektron valensi sekaligus hubungan konfigurasi elektron dan elektron valensi.
E. PERATURAN UNTUK MENENTUKAN KONFIGURASI ELEKTRON Dalam penentuan konfigurasi sebuah atom, tidak bisa kita dengan mudahnya melakukannya tanpa mengetahui aturan-aturannya. Ada 3 aturan yang harus diperhitungkan yaitu asas aufbau, larangan pauli dan kaidah hund. 1. Asas Aufbau Menurut aasas ini, elektron dalam atom sebisa mungkin memiliki energi terendah. Pengisian elektron pada orbital selalu dimulai dari orbital 1s atau tingkat energi terendah. Jika orbitas 1s sudah penuh, elektron akan masuk ke dalam orbital 2s, demikian seterusnya.
Besarnya tingkat orbital bergantung pada harga bilangan kuantum utama (n) dan bilangan kuantum azimuth (l). Orbital dengan harga n+ l lebih besar mempunyai tingkat energi lebih besar. Bila harga n+ l sama maka orbital yang mempunyai harga n lebih besar mempunyai energi yang lebih besar. Urutan tingkat energi dalam pengisian elektron sebagai berikut .
PENGISIAN ELEKTRON
2. Larangan Pauli Asas larangan pauli menyebutkan tidak mungkin dalam sebuah atom ada dua elektron dengan harga keempat bilangan kuantum yang sama. Maksudnya, dalam sebuah atom, dua buah elektron mungkin memiliki harga n, l, dan ml yang sama, tetapi harga snya pasti berbeda. Jadi, larangan pauli menjelaskan suatu orbital
maksimum yang hanya dapat ditempati dua elektron yang arah spinnya berlawanan. Subkulit s mempunyai 1 orbital, elektron maksimalnya 2.
Subkulit p memiliki 3 orbital dan elektron maksimumnya 6 Subkulit p memiliki 5 orbital dan elektron maksimumnya 10 Subkulit p memiliki 7 orbital dan elektron maksimumnya 14 Jumlah maksimum elektron pada kulit ke –n = 2n2.
3. Kaidah Hund Pada pengisian orbital-orbital yang berenergi sama maka elektron akan menempati orbital secara sendiri-sendiri dengan spin yang paralel kemudian baru berpasangan. Keadaan ennergi terendah adalah yang memiliki elektron tak berpasangan yang paling banyak.
Contohnya pada subkulit p dengan l = 1 dan ml = +1,0,-1 maka elektron maksimumnya 6. Urutan pengisian elektron dalam orbital sebagai berikut.
URUTAN PENGISINA ELEKTRON DALAM ORBITAL
Contoh konfigurasi elektron unsur C (Z = 6) Pengisiannya sebagai berikut : 2 elektron menempati orbital subkulit 1s berikutnya 2 elektron menempati 2s dan sisanya 2 elektron menempati orbital-orbital 2p secara paralel.
CONTOH KONFIGURASI ELEKTRON UNSUR
F. CARA PENULISAN KONFIGURASI ELEKTRON 1. Dua cara penulisan urutan subkulit Subkulit ditulis berdasarkan urutan tingkat energinya Contoh : Subkulit ditulis sesuai urutan nomor kulit yang sama kemudian untuk kulit berikutnya lebih tinggi Contoh :
2. Penyingkatan menggunakan konfigurasi elektron gas mulia terdekat Contoh :
Gas mulia terdekat sebelumnya adalah
Maka konfigurasinya dapat disingkat
Beberapa contoh lainnya :
3. Orbital penuh dan setengah penuh Berdasarkan percobaan dapat ditunjukkan bahwa orbital yang terisi penuh atau setengah penuh merupakan struktur yang relatif lebih stabil. Ada beberapa penyimpangan pengisian elektron berdasarkan atauran aufbau dengan berdasarkan percobaan.
ORBITA PENUH DAN SETENGAH PENUH
Hal tersebut terjadi karena orbital setengah penuh (d5) dan penuh (d10) lebih stabil.
G. KONFIGURASI ELEKTRON ION Ion positif terbentuk dari atom netral dengan melepas elktron pada kulit terluarnya. Penulisannya : Ion positip Lx+ yang artinya melepaskan elektron sebanyak x Ion negatip Ay- yang artinya menangkap elektron sebanyak y
Ion negatif terbentuk dari atom netral dengan menarik elektron untuk mengisi orbit dari subkulit terluar yang belum penuh. Contoh:
H. HUBUNGAN KONFIGURASI ELEKTRON DENGAN SISTEM PERIODIK UNSUR Konfigurasi elektron dengan sistem periodek unsur selalu berkesinambungan satu sama lainnya. Dari konfigurasi elektron suatu aton dapat diperkirakan letak unsur dalam tabel periodiknya. Konfigurasi sesungguhnya harus ditentukan dengan percobaan.
HUBUNGAN KONFIGURASI ELEKTRON DENGAN SISTEM PERIODIK UNSUR
Percobaan bisa dilakukan dengan penentuan elektron valensi yang menunjukkan periode unsur dalam tabel periodik. Penentuan golongan bisa dilihat dari elktron terakhir yang mengisi subkulit. Contohnya elektron yang mengisi subkulit s pada sp terletak pada gol IA atau IIA, elektron yang mengisi subkulit p pada sp terletak pada gol IIIA sampai dengan VIIIA, jika elektron terakhir mengisi sub kulit d pada s terletak pada gol B.
Nah itulah pembahasan kita pada artikel kali ini Tentang Konfigurasi Elektron. Mudah mudah dapat bermanfaat. Apabila masih ada yang belum dimengerti, silahkan sahabat mengisikannya di kotak komentar di bawah. Terimakasih telah berkunjung di softilmu, jangan lupa like, follow, dan komentarnya ya
Konfigurasi Elektron (Artikel Lengkap) Konfigurasi elektron adalah susunan atau distribusi elektron-elektron pada sebuah atom atau molekul. Susunannya mengikuti aturan khusus. Aturan tersebut antara lain prinsip aufbau, kaidah hund, dan larangan pauli. Menurut hukum mekanika kuantum, untuk sistem yang hanya memiliki satu elektron, elektronnya dapat berpindah dari satu konfigurasi ke konfigurasi lain dalam bentuk foton. Konfigurasi elektron menunjukkan jumlah elektron pada setiap sublevel. Sublevel pertama adalah 1s, kemudian 2s, 2p, 3s, 3p, dan seterusnya. Masing-masing elektron dapat berpindah dengan sendirinya di dalam sebuah orbital. Salah satu contoh konfigurasi elektron adalah atom neon dengan konfigurasi 1s 2 2s2 2p6. Pengetahuan tentang konfigurasi elektron di setiap atom sangat berguna untuk memahami struktur tabel periodik. Konsep konfigurasi elektron ini juga berguna untuk menjelaskan konsep ikatan kimia, sifat laser, dan semikonduktor.
1. Kulit dan Subkulit dalam Konfigurasi Elektron Konfigurasi elektron didasari oleh model atom Bohr dan masih digunakan untuk menjabarkan kulit dan subkulit selain pemahaman mekanika kuantum yang lebih kompleks. Sebuah kulit elektron adalah beberapa subkulit yang berbagi bilangan kuantum yang sama yaitu n (nomor sebelum angka dalam sebuah orbital). Sebuah atom dengan kulit ke- n dapat berisi 2n2 elektron. Misalnya, kulit pertama dapat berisi 2 elektron, kulit kedua dapat berisi hingga 8 elektron, dan kulit ketiga 18 elektron. Faktor yang membuatnya selalu genap adalah karena subkulit dapat menjadi dua bergantung pada putaran elektronnya. Setiap orbital dapat dimasuki sampai dua elektron dengan putaran yang berlawanan, satu dengan putaran +1/2 (biasanya dilambangkan dengan tanda panah ke atas) dan satu dengan putaran –1/2 (dilambangkan dengan tanda panah ke bawah). Subkulit adalah sebuah tempat di dalam kulit yang berisi bilangan azimuth yaitu ℓ. Nilai dari ℓ (0, 1, 2, atau 3) sesuai dengan masing-masing label s, p, d , dan f . Jumlah maksimum elektron yang bisa ditempatkan di sebuah subkulit dirumuskan sebagai 2(2ℓ+1). Pada subkulit s maksimum 2, 6 elektron pada subkulit p, 10 pada subkulit d, dan 14 pada subkulit f. Jumlah elektron yang dapat mengisi setiap kulit dan masing-masing subkulit muncul dari perhitungan mekanika kuantum, tertama prinsip larangan Pauli, dimana tidak ada dua elektron di satu atom yang memiliki nilai bilangan kuantum yang sama.
2. Notasi Konfigurasi Elektron Ahli fisika dan ahli kimia menggunakan notasi standar untuk mengetahui konfigurasi elektron dari sebuah atom dan molekul. Untuk atom, notasinya terdiri dari urutan orbital atom (contoh: untuk fospor urutannya adalah 1s, 2s, 2p, 3s, 3p) dengan nomor elektron mengisi masing-masing orbital dalam format superscript. Contoh, hidrogen memiliki satu elektron dalam orbital s kulit pertama, jadi konfigurasinya ditulis 1s 1. Litium memiliki dua elektron di subkulit 1s dan satu elektron di subkulit 2s sehingga konfigurasi elektronnya ditulis 1s2 2s1 (dibaca “satu-s-dua, dua-s-satu”). Fosfor dengan nomor atom 15 memiliki konfigurasi elektron 1s2 2s2 2p63s2 3p3. Konfigurasi elektron pada molekul ditulis dengan cara yang sama. Superscript 1 pada notasi tidak wajib dicantumkan. Umumnya hurup orbital (s, p, d, f) dicetak miring meskipun IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry merekomendasikan huruf normal. Huruf yang dicetak miring saat ini digunakan untuk mewakili salah satu kategori garis spektrum seperti “sharp”, “principal”, “diffuse”, dan “fundamental” (atau “fine”).
2.1. Penyingkatan Konfigurasi Elektron Untuk atom dengan banyak elektron, notasi ini dapat menjadi sangat panjang. Maka dari itu, diperlukan sebuah singkatan untuk mewakili notasi tertentu. Gas mulia (2 He, 10 Ne, 18 Ar, 36 Kr, 54 Xe, dan 86 Rn) bisa digunakan untuk mewakili notasi tertentu. Misalnya fosfor yang salah satu bagian notasinya diwakili oleh neon (1s 2 2s2 2p6) sehingga menjadi [Ne] 3s2 3p3. Kaidah ini sangat berguna untuk membantu memahami konfigurasi elektron yang panjang.
2.2. 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 konfigura si elektron yang berakhir pada sub kulit d berlaku aturan penuh dan setengah penuh. Contohnya adalah sebagai berikut: 24Cr
= 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 menjadi 24Cr = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5
Dari contoh diatas terlihat apabila 4s diisi 2 elektron maka 3d kurang satu elektron untuk menjadi setengah penuh. Maka elektron dari 4s akan berpindah ke 3d.
2.3. Konfigurasi Elektron Ion Unsur yang mengalami ionisasi akan mengalami perubahan jumlah elektron. Misalnya adalah besi (Fe) yang mempunyai nomor atom 26 dan mempunyai konfigurasi elektron [Ar] 3d64s2. Jika Fe terionisasi menjadi Fe2+, maka elektron Fe berkurang 2 dari jumlah asal. Sehingga konfigurasi Fe 2+ adalah [Ar] 3d6. Ingat, jika sebuah atom mengalami ionisasi maka yang berkurang adalah elektron valensi (elektron terluar).
3. Energi dalam Konfigurasi Elektron Energi dikaitkan dengan elektron dalam orbital. Energi dalam sebuah konfigurasi sering mendekati jumlah energi di setiap elektron dengan mengabaikan interaksi antar elektron. Konfigurasi yang memiliki energi terendah disebut keadaan dasar ( ground state). Sedangkan konfigurasi lainnya disebut keadaan tereksitasi ( excited state). Sebagai contoh, keadaan dasar konfigurasi atom sodium adalah 1s 2 2s2 2p6 3s, yang berasal dari prinsip Aufbau. Keadaan tereksitasi pertama diperoleh dengan menukar elektron 3s menjadi 3p sehingga menjadi 1s 2 2s2 2p6 3p yang dapat disingkat menjadi level 3p. Atom dapat berpindah dari satu konfigurasi ke konfigurasi lain dengan menyerap atau melepaskan energi.
4. Sejarah Konfigurasi Elektron Niels Bohr (1923) adalah orang pertama yang mengusulkan bahwa perioditas dalam tabel periodik dapat dijabarkan dengan struktur elektron dalam atom. Usul tersebut didasari oleh model atom Bohr miliknya dimana kulit elektron memiliki orbit dengan jarak tertentu dari nukleus (inti atom). Konfigurasi awal Bohr terlihat aneh dalam ilmu kimia masa kini: misalnya sulfur memiliki konfigurasi 2.4.4.6 sedangkan yang sekarang adalah 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4(2.8.6). Beberapa tahun kemudian, E. C. Stoner bersama Sommerfield berhasil menjabarkan kulit elektron dan secara tepat memprediksi struktur kulit sulfur adalah 2.8.6. Namun, tidak ada sistem baik milik Bohr maupun Stoner dapat menjabarkan dengan benar perubahan spektrum atom dalam zona magnetik (efek Zeeman). Bohr sangat menyadari kekurangan prinsipnya tersebut. Ia menulis surat untuk temannya Wolfgang Pauli untuk meminta bantuannya untuk menjaga teori kuantumnya (sistem yang
kini dikenal sebagai “teori kuantum lama”). Pauli menyadari bahwa efek Zeeman hanya berlaku pada elektron terluar dari atom dan dapat mereproduksi struktur kulit Stoner. Persamaan Schrödinger yang dipublikasikan pada tahun 1926 memberikan tiga dari empat bilangan kuantum sebagai kesimpulan langsung dari penyelesaiannya terhadap atom hidrogen. Penyelesaiannya tersebut merupakan hasil dari orbital atom yang saat ini diajarkan di textbook kimia.
5. Prinsip Aufbau dan dan Aturan Madelung dalam Konfigurasi Elektron Prinsip Aufbau adalah bagian penting dari konsep Bohr tentang konfigurasi elektron. Istilah “Aufbau” merupakan bahasa Jerman yang berarti “konstruksi”. Prinsip tersebut dinyatakan sebagai: Maksimal dua elektron dimasukkan ke dalam orbital untuk meningkatkan energi orbital: energi terendah dalam orbital diisi sebelum elektron ditempatkan di energi tertinggi dalam orbital. Prinsip tersebut bekerja dengan sangat baik (dalam keadaan dasar atom) untuk 18 elemen pertama, kemudian berkurang terhadap 100 elemen berikutnya. Bentuk modern dari prinsip Aufbau menjelaskan urutan energi orbital yang diberikan oleh aturan Madelung. Aturan ini pertama kali dinyatakan oleh Charles Janet pada tahun 1929, kemudian diteliti ulang oleh Erwin Madelung pada tahun 1936, dan diberikan pembenaran teoritis oleh V.M. Klechkowski. Bunyi aturan Madelung adalah sebagai berikut: 1.
Orbital diisi untuk meningkatkan nilai n+l ;
2.
Dimana dua orbital memiliki nilai n+l yang sama.
Berikut adalah urutan orbital pada k onfigurasi elektron: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, (8s, 5g, 6f, 7d, 8p, dan 9s) Supaya lebih mudah diingat, berikut adalah ilustrasinya:
Orbital yang di dalam tanda kurung tidak berisi atom setelah atom dengan nomor atom tertinggi yaitu Uuo = 118. Prinsip Aufbau dapat diaplikasikan untuk memodifikasi susunan proton dan neutron di inti atom bersama dengan model kulit dari fisika nuklir dan kimia nuklir.
6. Hubungan Konfigurasi Elektron dengan Tabel Periodik
Bentuk dari tabel periodik berkaitan dengan konfigurasi elektron masing-masing atom yang terdapat disana. Contohnya, semua golongan ke-2 tabel periodik memiliki konfigurasi elektron [E] ns2 (dimana [E] merupakan konfigurasi gas mulia) dan memiliki kesamaan sifat kimia. Umumnya, perioditas tabel periodik dalam blok tabel periodik bergantung pada jumlah elektron yang diperlukan untuk mengisi subkulit s, p, d, dan f. Kulit elektron terluar sering disebut “elektron valensi” dan menentukan sifat kimia. Harus diingat bahwa kemiripan sifat kimia telah ada lebih dari satu abad sebelum teori konfigurasi elektron. Belum jelas seberapa jauh aturan Madelung menjabarkan (bukan hanya menjelaskan) tabel periodik. Meski beberapa sifat jelas berbeda dengan perbedaan urutan pengisian orbital.
6.1. Menentukan Golongan dan Periode Tabel Periodik Suatu Unsur dengan Konfigurasi Elektron Konfigurasi elektron juga dapat digunakan untuk menentukan letak suatu unsur pada tabel periodik. Periode suatu unsur sama dengan nomor kulit terbesarnya. Golongan suatu unsur ditentukan dengan menggunakan tabel seperti dibawah.
Bila subkulit terakhirnya pada s atau p maka unsur tersebut termasuk golongan A (utama). Sedangkan bila subkulit terakhirnya pada d maka unsur tersebut termasuk golongan B (transisi). Berikut adalah contoh menentukan golongan dan periode suatu unsur dengan konfigurasi elektron: 24Cr
= 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5
Berdasarkan konfigurasi elektron diatas, maka letak unsur adalah pada golongan VI B periode 4.
7. Penyimpangan Konfigurasi Elektron Berdasarkan eksperimen, terdapat penyimpangan konfigurasi elektron dalam pengisian elektron. Penyimpangan pengisian elektron ditemui pada elektron yang terdapat pada orbital subkulit d dan f.
7.1. Penyimpangan Konfigurasi Elektron pada Orbital d Penyimpangan pada orbital subkulit d dikarenakan orbital yang setengah penuh (d5) atau penuh (d10) bersifat lebih stabil dibandingkan dengan orbital yang hampir setengah penuh (d4) atau hampir penuh (d8 atau d9). Dengan demikian, jika elektron terluar berakhir pada d4, d8, atau d9, maka satu atau semua elektron pada orbital s pindah ke orbital d. Dibawah ini adalah beberapa contoh penyimpangan orbital d.
7.2. Penyimpangan Konfigurasi Elektron pada Orbital f Pada orbital f, sebagaimana dengan penyimpangan konfigurasi dalam orbital d, maka konfigurasi elektron yang berakhir pada orbital f juga mengalami penyimpangan. Penyimpangan disebabkan oleh tingkat energi orbital saling berdekatan dan hampir sama. Penyimpangan ini berupa berpindahnya satu atau dua elektron dari orbital f ke orbital d. Dibawah ini adalah beberapa contoh penyimpangan orbital f.
8. Konfigurasi Elektron dalam Molekul Dalam molekul, konfigurasi elektronnya semakin rumit. Masing-masing molekul memiliki struktur orbital yang berbeda. Orbital molekul ditandai berdasarkan simetrinya. Misalnya O2ditulis 1σg2 1σu2 2σg2 2σu2 3σg2 1πu4 1πg2, atau setara dengan 1σg2 1σu2 2σg2 2σu2 1πu43σg2 1πg2. Istilah 1πg2 mewakili dua elektron di dalam dua turunan
orbital ke-π* (antibonding). Berdasarkan aturan Hund, elektron tersebut memiliki putaran paralel dalam keadaan dasar, dan dioksigen memiliki momen magnetik (disebut paramagnetik). Penjabaran dari paramagnetisme pada dioksigen adalah penemuan besar dalam teori orbital molekul. Konfigurasi elektron dari molekul poliatomik dapat berubah tanpa penyerapan atau pelepasan foton melalui sambungan bergetar.
8.1. Konfigurasi Elektron dalam Padatan Dalam padatan, elektron menjadi sangat banyak. Elektron tidak menjadi berlainan, dan bercampur secara efektif menjadi rentang kemungkinan keadaan secara berkelanjutan (disebut pita elektron). Gagasan tentang konfigurasi elektron menjadi tidak relevan dan menghasilkan teori pita.
9. Aplikasi Konfigurasi Elektron Penerapan konfigurasi elektron yang paling luas adalah dalam bidang rasionalisasi sifat kimia, baik dalam kimia organik maupun kimia anorganik. Akibatnya, konfigurasi elektron sepanjang teori orbital molekul menjadi perbandingan modern untuk konsep valensi yang menjelaskan jumlah dan jenis ikatan kimia. Pendekatan lebih lanjut juga diterapkan di kimia komputasi. Dimana digunakan untuk membuat perkiraan kuantitatif terhadap sifat kimia. Selama beberapa tahun, perhitungan mengandalkan perkiraan “kombinasi linear orbital atom” (LCAO), menggunakan basis set orbital atom yang lebih besar dan lebih kompleks sebagai titik awal. Langkah berikutnya adalah menghitung penempatan elektron di antara orbital-orbital molekul dengan menggunakan prinsip Aufbau. Tidak semua metode penghitungan kimia mengandalkan konfigurasi elektron. Misalnya teori tingkat fungsional (DFT). Untuk atom atau molekul dengan lebih dari satu elektron, pergerakan elektron saling berhubungan. Konfigurasi elektron dengan angka yang sangat besar diperlukan untuk menjelaskan semua sistem multielektron, dan tidak ada energi yang dapat dikaitkan dengan satu konfigurasi. Namun, fungsi gelombang elektron biasanya didominasi oleh konfigurasi dalam jumlah yang sangat kecil dan gagasan konfigurasi elektron menjadi sangat esensial untuk sistem multielektron. Penerapan fundamental dari konfigurasi elektron adalah dalam interpretasi terhadap spektrum atom. Dalam kasus ini, diperlukan untuk menambahkan konfigurasi elektron dengan satu atau lebih istilah simbol yang menjelaskan perbedaan tingkat energi yang terdapat dalam sebuah atom. Istilah simbol dapat dikalkulasikan untuk semua konfigurasi elektron, tidak hanya konfigurasi keadaan dasar yang tertulis dalam tabel.
Konfigurasi Elektron Dan Cara Menuliskannya Thursday, October 9th 2014. | kimia
Hello sobat, konfigrurasi elektron sebuah atom adalah gambaran dari tata letak elektron yang terdistribusi di orbital sebuah atom. Umumnya, konfigurasi elektron digunakan untuk mendeskripsikan orbital atom dalam keadaan normal. Namun demikian konfigurasi elektron juga bisa digunakan untuk atom yang terionisasi menjadi kation dan anionnya. Asal sobat tahu sifat fisik dan kimia sebuah unsur sangat erat kaitannya dengan konfigruasi unik elektronnya. Konfigurasi elektron menentukan bagaimana dan berapa elektron valensi dari sebuah atom. Elektron valensi inilah yang berperan besar membentuk sifat unik dari setiap unsur. Sebelum kita menentukan konfigurasi elektron dalam orbital-orbitalnya yuk kita refresh sebentar tentang konsep-konsep dasar yang diperlukan dalam konfigurasi elektron. Sobat ingat kembali bahwa setiap unsur dalam tabel unsur periodik terdiri dari atom yang tersusun dari 3 komponen, proton, elektron, dan neutron. Elektron adalah muatan negatif yang ditemukan mengelilingi inti atom. Elektron mengelilingi inti atom menurut orbitalnya.
Apa itu Orbital Elektron? Orbital atom adalah sebuah fungsi yang menggambarkan perilaku dari elektron. Orbital juga sering disebut sebagai volume ruang atau ruang tiga dimensi dimana 95% kemungkinan elektron ditemukan di ruang tiga dimensi tersebut (probabilitas 95%). Ada 4 jenis orbital yaitu orbital s, P, d, dan f . Masing-masing orbital memiliki bentuk dan jumlah maksimum elektron yang berbeda-beda. Selengkapnya bisa di baca di Apa itu Orbital Elektron?. Konfigurasi elektron dari setiap unsur bersifat unik dan ini tercerminkan dalam letak unsur tersebut dalam tabel periodik unsur. Tingkat energi (orbital) dari setiap elektron tergantung letak periode dan jumlah elektron dalam atom unsur tersebut. Orbital yang sam a tapi bisa memiliki tingka energi yang berbeda. Misalnya orbital 1s dan 2s keduanya secara karakteristik (bentuk, sifat, dll) sama yaitu orbital s tapi mereka berada pada tingkat energi yang berbeda, mereka menempati raung volume yang berbeda. Setiap jenis orbital bisa mewakili blok-blok unsur dalam tabel periodik unsur.
Blok s adalah blok yang beranggotakan logam alkali termasuk helium (golongan 1 dan 2).
Blok d adalah bok logam transisi (golongan 3 sampai dengan golongan 12)
Blok p adalah blok unsur dari golongan (13 s.d. 18)
Blok f adalah kelompok lanthanida dan aktinida.
Jadi sobat bisa sangat terbantu untuk mengetahui konfigurasi elektron jika melihat tabel periodik unsur. Akan tetapi selian dengan menggunakan SPU ada aturan-aturan khusus yang bisa sobat pakai untuk menentukan konfigruasi elektron berikut orbitalnya.
Aturan Pengisian Orbital Elektron Kedudukan Elektron hal pertama yang harus sobat ingat bahwa elektron mengisi orbital mulai dari tingkat energi yang paling rendah yaitu yang paling dekat dengan inti atom berlanjut ketingkat energi yang lebih tinggi menjauhi inti atom. Urutan pengisian penuh orbital sebagai berikut 1s, 2s, 2 p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4 p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5 d, 6 p, 7s, 5f, 6 d, dan 7 p Untuk lebih mudah mengingat pola orbital elektron tersebut sobat bisa menggunakan garis miring berikut untukk menentukan subkulit yang berhubungan satu dengan lainnya.
Aturan Larangan Pauli Aturan larangan pauli ini menyatakan bahwa tidak akan pernah ada dua elektron yang memiliki 4 bilangan kuantum yang sama. Apa itu bilangan kuantum bisa sobat baca di sini. Mungkin tiga bilangan kuantum pertama (n,l, dan ml) masih bisa sama tapi bilangan quantumnya tetap tidak bisa sama semua karena dalam satu kotak orbital tunggal dapat menampung hingga dua elektron yang berputar saling berlawanan. Satu elektron berputar ke atas (ms = +1/2) dan elektron lain berputar ke
bawah (ms=-1/2). Dengan adanya larangan pauli ini maka masing-masing subkulit hanya memiliki 2 elektron dalam tiap orbitalnya.
Sub Kulit s memiliki 1 orbital yang bisa menampung 2 elektron.
Sub Kulit p memiliki 3 orbital yang bisa menampung 6 elektron
Sub Kulit d memiliki 5 orbital yang mampu menampung 10 elektron.
Sub Kulit f memiliki 7 orbital yang mempu menampung 14 elektron.
Contoh Misalnya pada subkulit 1s, pada subkulit tersebut maksimal 2 elektron. Kedua elektron tersebut memiliki bilangan kuantum kuantum utama, kuantum azimuth, dan kuantum magnetik yang sama yaitu Kuantum Utama (n) = 1 Kuantum Azimut (l) = 0 Kuantum Magnetik (m) = 0 Akan tetapi untuk bilangan kuantum spinnya akan berbeda. Satu elektron pun ya kuantum spin +1/2 dan satunya punya bilangan kuantum spin -1/2.
Aturan Hund Aturan hund didasarkan pada data valin spektroskopi atom. Atruan ini mengikat bahwa: Proses pengisian elektron ke dalam orbital pertama kali akan mengisi semua orbital dengan tingkat energi yang sama terlebih dahulu sebelum memasangkan dengan elektron lain di orbital yang setengah penuh. Jadi tidak boleh mengisi langsung dua elektron pada satu orbital yang sama. Contoh Konfigurasi elektron pada unsur Nitrogen (Z=7) adalah 1s2 2s2 2p3 maka pengisian elektron pada orbitalnya yang tepat adalah
Aturan Aufbau (Membangun) Aufbau adalah kata dalam bahasa jerman “Aufbauen” yang punya makan membangun. Saat sobat menulis bangunan konfigurasi elektron, sobat harus membangunnya atom by atom mulai dari tingkat energi yang paling rendah (dekat dengan inti) ke tingkat energi yang lebih tinggi (jauh dari inti). Misalnya kita akanmenuliskan konfigurasi elektron mulai dari unsur boron ke neon yang sama-sama memiliki subkulit 2p
1.
B (Z = 5) konfigurasinya 1s2 2s2 2p1
2.
C (Z = 6) konfigurasinya 1s2 2s2 2p2
3.
N (Z = 7) konfigurasinya 1s2 2s2 2p3
4.
O (Z = 8) konfigurasinya 1s2 2s2 2p4
5.
F (Z = 9) konfigurasinya 1s2 2s2 2p5
6.
Ne (Z = 10) konfigurasinya 1s2 2s 2p
2
6
Pengecualian Aturan Aufbau Meskipun aturan aufbau sudah menjelaskan bagaimana proses membangun konfigrasi elektron secara akurat, namun faktanya ada pengecualian yang terjadi. Contohnya pada logam transisi dan beberapa unsur logam berat. Elektron sudah lompat ke orbital yang lebih tinggi padahal orbital di bawahnya belum penuh. Berikut diantaranya Unsur Konfigurasi 5 1 Chromium [Ar] 3d 4s Niobium [Kr] 5s 4d Molybdenum [Kr] 5s 4d 1 7 Ruthenium [Kr] 5s 4d Rhodium [Kr] 5s 4d Palladium [Kr] 4d 1 10 Perak [Kr] 5s 4d Cerium [Xe] 6s 4f 5d Gadolinium [Xe] 6s 4f 5d 1 14 9 Platinum [Xe] 6s 4f 5d 1 14 10 Emas [Xe] 6s 4f 5d Aktinium [Rn] 7s 6d Thorium [Rn] 7s 6d 2 2 1 Protactium [Rn] 7s 5f 6d Uranium [Rn] 7s 5f 6d Neptunium [Rn] 7s 5f 6d 2 2 1 Curium [Rn] 7s 5f 6d Lawrencium [Rn] 7s 5f 7p Yuk sobat kita lanjut ke bagaimana cara menulis konfigurasi elektron dari sebuah atom
Cara Menuliskan Konfigurasi Elektron Saat menulis konfigurasi elektron hal yang pertama kali sobat tulis adalah tingkat energi kemudian subkulit dan terakhir jumlah elektron yang mengisinya (ditulis subscript). Ada tiga metode utama yang dapat sobat pakai untuk menuliskan konfigurasi elektron yaitu
1. C ara Orbi tal Di ag ram 2. Notas i s pdf 3. Notas i G as Mulia 1. Diagram Orbital Diagram orbital adalah cara visual untuk merekonstruksi konfigurasi dengan menunjukkan masingmasing orbital secara terpisah berikut putaran elektronnya. Cara ini dilakukan dengan terlebih dahulu menentukan subkulit (s, p, d, atau f) kemudian baru menuliskan elektron sesuai aturan-aturan yang disebutkan di atas. Contoh Coba sobat tuliskan konfigurasi elektron dari alumunium?
Jika melihat ke tabel periodik unus alumunium berada di periode 3 dengan nomor atom 13. Ia berada di blok p. Jadi konfigurasi elektronnya subkulit terakhirnya pasti 3p. Alumunium akan mengsisi penuh orbital 1s, 2s, 2p, dan 3s sebanya 12 elektron (2+2+6+2). Jadi sisa 1 elektron akan mengisi sub kulit 3p.
2. Cara Notasi SPDF Cara berikutnya untuk menuliskan konfigurasi elektron adalah menggunakan notasi spdf. Notasi spdf ini adalah cara yang paling umum dan paling sering kita gunakan. Meskipun dengan cara ini kita tidak memakai
diagram
tapi
jumlah
elektron
untuk
setiap
tingka
energi
dituliskan
dalam
2
angka subscript yang mengikuti tingkat energinya. Misalkan ada notasi spdf 1s ini menunjukkan pada tingat energi 1s terisi penuh (2 elektron) dan merujuk pada konfigurai atom helium. Contoh Tuliskan konfigurasi unsur Seng (Z = 30) Zinc adalah unsur yang berada di blok d maka konfigurai elektronnya jika dituliskan menggunakan notasi spdf adalaah 2
2
6
2
6
2
10
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
3. Notasi Gas Mulia Gas mulia memiliki konfigurasi-konfigurasi elektron yang paling stabil dalam artian semua subkulit mereka akan terus terisi penuh. Dengan demikian ia bisa digunakan sebagai alat bantu untuk menuliskan konfigurasi elektron dengan notasi yang lebih pendek dan praktis dibandingkan dengan notasi spdf. Cara menuliskannya adalah menuliskan lambang unsur gas mulia di dalam kurung siku sebagai pengganti konfigurasi gas mulia tersebut diikuti dengan konfigurasi sisanya. Contoh Pada poin sebelumnya kita sudah mencari konfigurasi elektron dari unsur Zinc sebagai berikut: 2
2
6
2
6
2
10
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d ternyata eh ternyata 2
2
6
2
6
1s 2s 2p 3s 3p adalah konfigurasi dari unsur Ar Jadi sobat bisa menuliskan konfigurasi elektron dengan lebih pendek menjadi 2
[Ar] 4s 3d
10
