1. Konfigurasi elektron
Dari Wikipedia bahasa Indonesia, ensiklopedia bebas
Belum Diperiksa
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 olehfungsi 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 sebuahorbital 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]
2. 1 Kelopak dan subkelopak
2 Notasi
3 Sejarah
4 Asas Aufbau
o
4.1 Tabel periodik
o
4.2 Kelemahan asas Aufbau
o
4.3 Ionisasi logam transisi
o
4.4 Pengecualian kaidah Madelung lainnya
5 Lihat pula
6 Catatan kaki dan referensi
7 Pranala luar
[sunting]Kelopak
dan subkelopak
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 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]
3. [sunting]Notasi
Lihat pula: Orbital atom
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 1s 2 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 "fundamental". 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,
4. 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] andm [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 mengizinkan 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]
5. 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
Tabel konfigurasi elektron
Bentuk tabel periodik berhubungan dekat dengan konfigurasi elektron atom unsur-unsur. Sebagai
contoh, semua unsur golongan 2memiliki 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).
6. [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, efekefek relativistik ini[14] cenderung menurunkan energi orbital s terhadap orbital atom lainnya.[15]
Periode 5
Periode 6
Periode 7
7. Unsur
Konfigur
Z asi
elektron
Itrium
3 [Kr]
9 5s2 4d1
Unsur
Konfigurasi
Z
elektron
Unsur
Konfigur
Z asi
elektron
Lantanum
5
[Xe] 6s2 5d1
7
Aktinium
8 [Rn]
9 7s2 6d1
Serium
5 [Xe]
8 6s2 4f1 5d1
Torium
9 [Rn]
0 7s2 6d2
Praseodimi 5
[Xe] 6s2 4f3
um
9
Neodimiu
m
6
[Xe] 6s2 4f4
0
6
Prometium
[Xe] 6s2 4f5
1
[Rn]
Protaktini 9
7s2 5f2 6d
um
1 1
Uranium
[Rn]
9
7s2 5f3 6d
2 1
[Rn]
Neptuniu 9
7s2 5f4 6d
m
3 1
Samarium
6
[Xe] 6s2 4f6
2
Plutonium
9 [Rn]
4 7s2 5f6
Europium
6
[Xe] 6s2 4f7
3
Amerisiu 9 [Rn]
m
5 7s2 5f7
Gadoliniu
m
6 [Xe]
4 6s2 4f7 5d1
Kurium
[Rn]
9
7s2 5f7 6d
6 1
Terbium
6
[Xe] 6s2 4f9
5
Berkelium
9 [Rn]
7 7s2 5f9
9. Konfigurasi Elektron
Ditulis oleh Jim Clark pada 23-09-2004
Halaman ini menjelaskan bagaimana menuliskan konfigurasi elektron
menggunakan notasi s,p dan d.
Konfigurasi elektron dari atom
Hubungan antara orbital dengan tabel periodik
Kita akan melihat bagaimana cara menuliskan konfigurasi elektron sampai pada
orbital d. Halaman ini akan menjelaskan konfigurasi berdasarkan tabel periodik
sederhana di atas ini dan selanjutnya pengaplikasiannya pada konfigurasi atom
yang lebih besar.
Periode Pertama
Hidrogen hanya memiliki satu elektron pada orbital 1s, kita dapat
menuliskannya dengan 1s1 dan helium memiliki dua elektron pada orbital 1s
sehingga dapat dituliskan dengan 1s2
Periode kedua
Sekarang kita masuk ke level kedua, yaitu periode kedua. Elektron litium
memenuhi orbital 2s karena orbital ini memiliki energi yang lebih rendah
daripada orbital 2p. Litium memiliki konfigurasi elektron 1s22s1. Berilium
memiliki elektron kedua pada level yang sama – 1s22s2.
Sekarang kita mulai mengisi level 2p. Pada level ini seluruhnya memiliki energi
yang sama, sehingga elektron akan menempati tiap orbital satu persatu.
B
1s22s22px1
C
1s22s22px12py 1
N
1s22s22px12py 12pz1
Elektron selanjutnya akan membentuk sebuah pasangan dengan elektron
tunggal yang sebelumnya menempati orbital.
10. O
1s22s22px22p y12pz1
F
1s22s22px22py 22pz1
Ne
1s22s22px22py 22pz2
Kita dapat melihat di sini bahwa semakin banyak jumlah elektron, semakin
merepotkan bagi kita untuk menuliskan struktur elektron secara lengkap. Ada
dua cara penulisan untuk mengatasi hal ini dan kita harus terbiasa dengan
kedua cara ini.
Cara singkat pertama : Seluruh variasi orbital p dapat dituliskan secara
bertumpuk. Sebagai contoh, flor dapat ditulis sebagai 1s22s22p5, dan neon
sebagai 1s22s22p6.
Penulisan ini biasa dilakukan jika elektron berada dalam kulit dalam. Jika
elektron berada dalam keadaan berikatan (di mana elektron berada di luar
atom), terkadang ditulis dalam cara singkat, terkadang dengan cara penuh.
Sebagai contoh, walaupun kita belum membahas konfigurasi elektron dari klor,
kita dapat menuliskannya sebagai 1s22s22p63s23px23p y23pz1.
Perhatikan bahwa elektron-elektron pada orbital 2p bertumpuk satu sama lain
sementara orbital 3p dituliskan secara penuh. Sesungguhnya elektron-elektron
pada orbital 3p terlibat dalam pembentukan ikatan karena berada pada kulit
terluar dari atom, sementara elektron-elektron pada 2p terbenam jauh di dalam
atom dan hampir bisa dikatakan tidak berperan sama sekali.
Cara singkat kedua : Kita dapat menumpukkan seluruh elektron-elektron
terdalam dengan menggunakan, sebagai contoh, simbol [Ne]. Di dalam konteks
ini, [Ne] berarti konfigurasi elektron dari atom neon -dengan kata lain
1s22s22px22py22p z2.
Berdasarkan cara di atas kita dapat menuliskan konfigurasi elektron klor dengan
[Ne]3s23px23py23pz 1.
Periode ketiga
Mulai dari neon, seluruh orbital tingkat kedua telah dipenuhi elekton,
selanjutnya kita harus memulai dari natrium pada periode ketiga. Cara
pengisiannya sama dengan periode-periode sebelumnya, kecuali adalah
sekarang semuanya berlangsung pada periode ketiga.
Sebagai contoh :
11. cara singkat
Mg
1s22s22p63s2
[Ne]3s2
1s22s22p63s23px 23py13pz1
[Ne]3s23px23py13p z1
1s22s22p63s23px 23py23pz2
[Ne]3s23px23py23p z2
S
Ar
Permulaan periode keempat
Sampai saat ini kita belum mengisi orbital tingkat 3 sampai penuh – tingkat 3d
belum kita gunakan. Tetapi kalau kita melihat kembali tingkat energi orbitalorbital, kita dapat melihat bahwa setelah 3p energi orbital terendah adalah 4s –
oleh karena itu elektron mengisinya terlebih dahulu.
K
1s22s22p63s23p6 4s1
Ca
1s22s22p63s23p6 4s2
Bukti kuat tentang hal ini ialah bahwa elemen seperti natrium ( 1s22s22p63s1 )
dan kalium ( 1s22s22p63s23p64s 1 ) memiliki sifat kimia yang mirip.
Elektron terluar menentukan sifat dari suatu elemen. Sifat keduanya tidak akan
mirip bila konfigurasi elektron terluar dari kalium adalah 3d1.
Elemen blok s dan p
Elemen-elemen pada golongan 1 dari tabel periodik memiliki konfigurasi
elektron terluar ns1(dimana n merupakan nomor antara 2 sampai 7). Seluruh
elemen pada golongan 2 memiliki konfigurasi elektron terluar ns2. Elemenelemen di grup 1 dan 2 dideskripsikan sebagai elemen-elemen blok s.
12. Elemen-elemen dari golongan 3 seterusnya hingga gas mulia memiliki elektron
terluar pada orbital p. Oleh karenanya, dideskripsikan dengan elemen-elemen
blok p.
Elemen blok d
Perhatikan bahwa orbital 4s memiliki energi lebih rendah dibandingkan dengan
orbital 3d sehingga orbital 4s terisi lebih dahulu. Setelah orbital 3d terisi,
elektron selanjutnya akan mengisi orbital 4p.
Elemen-elemen pada blok d adalah elemen di mana elektron terakhir dari
orbitalnya berada pada orbital d. Periode pertama dari blok d terdiri dari elemen
dari skandium hingga seng, yang umumnya kita sebut dengan elemen transisi
atau logam transisi. Istilah “elemen transisi” dan “elemen blok d” sebenarnya
tidaklah memiliki arti yang sama, tetapi dalam perihal ini tidaklah menjadi suatu
masalah.
Elektron d hampir selalu dideskripsikan sebagai, sebagai contoh, d5 atau d8 –
dan bukan ditulis dalam orbital yang terpisah-pisah. Perhatikan bahwa ada 5
orbital d, dan elektron akan menempati orbital sendiri sejauh ia mungkin.
Setelah 5 elektron menempati orbital sendiri-sendiri barulah elektron
selanjutnya berpasangan.
d5 berarti
d8 berarti
Perhatikan bentuk pengisian orbital pada level 3, terutama pada pengisian atom
3d setelah 4s.
13. Sc
1s22s22p63s23p6 3d14s2
Ti
1s22s22p63s23p6 3d24s2
V
1s22s22p63s23p6 3d34s2
Cr
1s22s22p63s23p6 3d54s1
Perhatikan bahwa kromium tidak mengikuti keteraturan yang berlaku. Pada
kromium elektron-elektron pada orbital 3d dan 4s ditempati oleh satu elektron.
Memang, mudah untuk diingat jikalau keteraturan ini tidak berantakan – tapi
sayangnya tidak !
Mn
1s22s22p63s23p6 3d54s2
Fe
1s22s22p63s23p6 3d64s2
Co
1s22s22p63s23p6 3d74s2
Ni
(kembali ke keteraturan semula)
1s22s22p63s23p6 3d84s2
Cu
1s22s22p63s23p6 3d104s1
Zn
(perhatikan!)
1s22s22p63s23p6 3d104s2
Pada elemen seng proses pengisian orbital d selesai.
Pengisian sisa periode 4
Orbital selanjutnya adalah 4p, yang pengisiannya sama seperti 2p atau 3p. Kita
sekarang kembali ke elemen dari galium hingga kripton. Sebagai contoh, Brom,
memilki konfigurasi elektron 1s22s22p63s23p63d104s 24px24py24pz1.
Rangkuman
Menuliskan konfigurasi elektron dari hidrogen sampai kripton
Gunakan tabel periodik untuk mendapatkan nomor atom yang berarti banyaknya jumlah elektron.
Isilah orbital-orbital dengan urutan 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p sampai elektron-elektron selesai terisi.
Cermatilah keteraturan pada orbital 3d ! Isilah orbital p dan d dengan elektron tunggal sebisa mungkin
sebelum berpasangan.
Ingat bahwa kromium dan tembaga memiliki konfigurasi elektron yang tidak sesuai dengan keteraturan.
Menuliskan struktur elektron elemen-elemen “besar” pada blok s dan p
14. Pertama kita berusaha untuk mengetahui jumlah elektron terluar. Jumlah
elektron terluar sama dengan nomor golongan. Sebagai contoh, seluruh elemen
pada golongan 3 memiliki 3 elektron pada level terluar. Lalu masukkan
elektron-elektron tersebut ke orbital s dan p. Pada level orbital ke berapa ?
Hitunglah periode pada tabel periodik.
Sebagai contoh, Yodium berada pada golongan 7 dan oleh karenanya memiliki
7 elektron terluar. Yodium berada pada periode 5 dan oleh karenanya elekton
mengisi pada orbital 5s dan 5p. Jadi, Yodium memiliki konfigurasi elektron
terluar 5s25px25py25pz 1.
Bagaimana dengan konfigurasi elektron di dalamnya ? Level 1, 2, dan 3 telah
terlebih dahulu terisi penuh, dan sisanya tinggal 4s, 4p, dan 4d. Sehingga
konfigurasi seluruhnya adalah : 1s22s22p63s23p63d104s 24p64d105s25px25p y25pz1.
Jikalau kita telah menyelesaikannya, hitunglah kembali jumlah seluruh elektron
yang ada apakah sama dengan nomor atom.
Contoh yang kedua, Barium , berada pada golongan 2 dan memiliki 2 elektron
terluar. Barium berada pada periode keenam. Oleh karenanya, Barium memilki
konfigurasi elektron terluar 6s2.
Konfigurasi keseluruhannya adalah : 1s22s22p63s23p63d104s 24p64d105s25p66s2.
Kita mungkin akan terjebak untuk mengisi orbital 5d10 tetapi ingatlah bahwa
orbital d selalu diisi setelah orbital s pada level selanjutnya terisi. Sehingga
orbital 5d diisi setelah 6s dan 3d diisi setelah 4s.
http://www.chem-istry.org/materi_kimia/struktur_atom_dan_ikatan/sifat_dasar_atom/konfigurasi_elektron/
Konfigurasi Elektron dan Diagram Orbital
Post under Kimia, Kimia SMA, Materi Pelajaran, Materi SMA
15. Dalam penulisan konfigurasi elektron dan diagram orbital perlu berlandaskan pada tiga
prinsip utama yaitu prinsip aufbau, aturan Hund dan aturan penuh setengah penuh.
A. Azas Aufbau
Azas Aufbau menyatakan bahwa :“Pengisian elektron dimulai dari subkulit yang
berenergi paling rendah dilanjutkan pada subkulit yang lebih tinggi energinya”. Dalam
setiap sub kulit mempunyai batasan elektron yang dapat diisikan yakni :
Subkulit s maksimal berisi 2 elektron
Subkulit p maksimal berisi 6 elektron
Subkulit d maksimal berisi 10 elektron
Subkulit f maksimal berisi 14 elektron
Berdasarkan ketentuan tersebut maka urutan pengisian (kofigurasi) elektron mengikuti
tanda panah pada gambar berikut!
16. Berdasarkan diagram di atas dapat disusun urutan konfigurasi elektron sebagai berikut :
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 …. dan seterusnya
Keterangan :
Jumlah elektron yang ditulis dalam konfigurasi elektron merupakan jumlah elektron
maksimal dari subkulit tersebut kecuali pada bagian terakhirnya yang ditulis adalah
elektron sisanya. Perhatikan contoh di bawah ini :
Jumlah elektron Sc adalah 21 elekron kemudian elektron-elektron tersebut kita isikan
dalam konfigurasi elektron berdasarkan prinsip aufbau di atas. Coba kalian perhatikan,
ternyata tidak selalu kulit yang lebih rendah ditulis terlebih dahulu (4s ditulis dahulu dari
3d). Hal ini karena semakin besar nomor kulitnya maka selisih energi dengan kulit di
17. atasnya semakin kecil sementara jumlah sub kulitnya semakin banyak sehingga terjadi
tumpang
tindih
urutan
energi
sub
kulitnya.
Untuk
mempermudah
penilisan
tingkatenerginya digunakan prinsip aufbau di atas. Untuk keteraturan penulisan,
3d boleh ditulis terlebih dahulu dari 4s namun pengisian elektronnya tetap mengacu
pada prinsip aufbau. hal ini terkesan remeh tapi penting..... jadi bila kalian disuruh
menuliskan bilangan kuantum dari elektron terakhir dari Sc maka elektron tersebut
terletak pada sub kulit 3d bukan 4s, walau dalam penulisan terakhir sendiri adalah sub
kulit 4s.....cirinya pada sub kulit 3d tidak terisi penuh elektron sedangkan sub kulit 4s
nya terisi penuh.
Penulisan konfigurasi elektron dapat disingkat dengan penulisan atom dari golongan
gas mulia yaitu : He (2 elektron), Ne (10 elektron), Ar (18 elektron), Kr (36 elektron), Xe
(54 elektron) dan Rn ( 86 elektron). Hal ini karena pada konfigurasi elektron gas mulia
setiap sub kulitnya terisi elektron secara penuh.
Skema yang digunakan untuk memudahkan penyingkatan sebagai berikut :
Contoh penyingkatan konfigurasi elektron :
18. Konfigurasi elektron dalam atom selain diungkapkan dengan diagram curah hujan,
seringkali diungkapkan dalam diagram orbital. Ungkapan yang kedua akan bermanfaat
dalam menentukan bentuk molekul dan teori hibridisasi.
Yang harus diperhatikan dalam pembuatan diagram orbital :
1. Orbital-orbital dilambangkan dengan kotak
2. Elektron dilambangkan sebagai tanda panah dalam kotak
3. Banyaknya kotak ditentukan berdasarkan bilangan kuantum magnetik, yaitu:
4. Untuk orbital-orbital yang berenergi sama dilambangkan dengan sekelompok kotak
yang bersisian, sedangkan orbital dengan tingkat energi berbeda digambarkan dengan
kotak yang terpisah.
5. Satu kotak orbital berisi 2 elektron, satu tanda panah mengarah ke atas dan satu lagi
mengarah ke bawah. Pengisan elektron dalam kotak-kotak orbital menggunakan aturan
Hund.
B. Aturan Hund
Friedrich Hund (1927), seorang ahli fisika dari Jerman mengemukakan aturan pengisian
elektron pada orbital yaitu :
“orbital-orbital dengan energi yang sama, masing-masing diisi lebih dulu oleh satu
elektron arah (spin) yang sama dahulu kemudian elektron akan memasuki orbital-orbital
secara urut dengan arah (spin) berlawanan atau dengan kata lain dalam subkulit yang
sama semua orbital masing-masing terisi satu elektron terlebih dengan arah panah
yang sama kemudian sisa elektronnya baru diisikan sebagai elektron pasangannya
dengan arah panah sebaliknya”.
19. Coba perhatikan contoh diagram elektron di bawah ini, khususnya pada bagian
akhirnya :
Pada pengisian diagram orbital unsur S pada konfigurasi 3p4, 3 elektron diisikan
terlebih dahulu dengan gambar tanda panah ke atas baru sisanya 1 elektron digambar
dengan tanda panah ke bawah.
C. Aturan Penuh Setengah Penuh
Sifat ini berhubungan erat dengan hibridisasi elektron. Aturan ini menyatakan bahwa :
“suatu elektron mempunyai kecenderungan untuk berpindah orbital apabila dapat
membentuk susunan elektron yang lebih stabil.....untuk konfigurasi elektron yang
berakhiran pada sub kulit d berlaku aturan penuh setengah penuh. Untuk lebih
memahamkan teori ini perhatikan juga contoh di bawah ini :
24Cr
= 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 menjadi 24Cr = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5
dari contoh terlihat apabila 4s diisi 2 elektron maka 3d kurang satu elektron untuk
menjadi setengah penuh....maka elektron dari 4s akan berpindah ke 3d. hal ini juga
berlaku untuk kasus :
29Cu
= 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9 menjadi 29Cu = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10
Penentuan Periode dan Golongan Suatu Unsur
Untuk menentukan letak periode suatu unsur relatif mudah. Periode suatu unsur sama
dengan nomor kulit terbesarnya dalam konfigurasi elektron. musalnya :
24Cr
= 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5
Nomor kulit terbesarnya adalah 4 (dalam 4s1) maka Cr terletak dalam periode 4
20. Sedangkan untuk menentukan golongan menggunakan tabel. Bila subkulit terakhirnya
pada s atau p maka digolongkan dalam golongan A (utama) sedangkan bila subkulit
terakhirnya pada d maka digolongkan dalam golongan B (transisi). Lebih lengkapnya
coba perhatikan tabel di bawah ini :
Coba kalian perhatikan tabel di atas. Untuk memudahkan pengingatan golongan A
dimulai dari golongan I A sedangkan golongan B dimulai dari III B. selain itu jika subkulit
terakhirnya p atau d maka sub kulit s sebelumnya diikutkan. Pada golongan VI B dan I
B berlaku aturan penuh setengah penuh.
Sebagai contoh :
24Cr
= 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5
Periode = 4
Golongan = VI B
http://mediabelajaronline.blogspot.com/2010/09/konfigurasi-elektron-dan-diagram.html
Konfigurasi Elektron
226
Kimia Kelas 2 > Struktur Atom
< Sebelum
Sesudah >
Dalam setiap atom telah tersedia orbital-orbital, akan tetapi belum tentu semua orbital ini
terisi penuh. Bagaimanakah pengisian elektron dalam orbital-orbital tersebut ?
Pengisian elektron dalam orbital-orbital memenuhi beberapa peraturan. antara lain:
1. Prinsip Aufbau : elektron-elektron mulai mengisi orbital dengan tingkat energi terendah
dan seterusnya.
Orbital yang memenuhi tingkat energi yang paling rendah adalah 1s dilanjutkan dengan 2s,
21. 2p, 3s, 3p, dan seterusnya dan untuk mempermudah dibuat diagram sebagai berikut:
Contoh pengisian elektron-elektron dalam orbital beberapa unsur:
Atom H : mempunyai 1 elektron, konfigurasinya 1s1
Atom C : mempunyai 6 elektron, konfigurasinya 1s2 2s2 2p2
Atom K : mempunyai 19 elektron, konfigurasinya 1s2 2s2 2p6 3S2 3p64s1
2. Prinsip Pauli : tidak mungkin di dalam atom terdapat 2 elektron dengan keempat
bilangan kuantum yang sama.
Hal ini berarti, bila ada dua elektron yang mempunyai bilangan kuantum utama, azimuth
dan magnetik yang sama, maka bilangan kuantum spinnya harus berlawanan.
3. Prinsip Hund : cara pengisian elektron dalam orbital pada suatu sub kulit ialah bahwa
elektron-elektron tidak membentuk pasangan elektron sebelum masing-masing orbital terisi
dengan sebuah elektron.
Contoh:
- Atom C dengan nomor atom 6, berarti memiliki 6 elektron dan cara Pengisian orbitalnya
adalah:
Berdasarkan prinsip Hund, maka 1 elektron dari lintasan 2s akan berpindah ke lintasan 2pz,
sehingga sekarang ada 4 elektron yang tidak berpasangan. Oleh karena itu agar semua
22. orbitalnya penuh, maka atom karbon berikatan dengan unsur yang dapat memberikan 4
elektron. Sehingga di alam terdapat senyawa CH4 atau CCl4, tetapi tidak terdapat senyawa
CCl3 atau CCl5.
KONFIGURASI ELEKTRON
BERDASARKAN KONSEP
BILANGAN KUANTUM
4 Votes
Konfigurasi elektron menggambarkan penataan/susunan elektron dalam atom. Dalam
menentukan konfigurasi elektron suatu atom, ada 3 aturan yang harus dipakai, yaitu : Aturan
Aufbau, Aturan Pauli, dan Aturan Hund.
1. Aturan Aufbau
Pengisian orbital dimulai dari tingkat energi yang rendah ke tingkat energi yang tinggi.
Elektron mempunyai kecenderungan akan menempati dulu subkulit yang energinya rendah.
Besarnya tingkat energi dari suatu subkulit dapat diketahui dari bilangan kuantum utama (n) dan
bilangan kuantum azimuth ( l ) dari orbital tersebut. Orbital dengan harga (n + l) lebih besar
mempunyai tingkat energi yang lebih besar. Jika harga (n + l) sama, maka orbital yang harga nnya lebih besar mempunyai tingkat energi yang lebih besar. Urutan energi dari yang paling
rendah ke yang paling tinggi sebagaimana digaram yang dibuat oleh Mnemonik Moeler adalah
sebagai berikut:
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d ….
23. DIAGRAM MNEMONIK MOOLER
2. Aturan Pauli (Eksklusi Pauli)
Aturan ini dikemukakan oleh Wolfgang Pauli pada tahun 1926. Yang menyatakan “Tidak boleh
terdapat dua elektron dalam satu atom dengan empat bilangan kuantum yang sama”. Orbital
yang sama akan mempunyai bilangan kuantum n, l, m, yang sama tetapi yang membedakan
hanya bilangan kuantum spin (s). Dengan demikian, setiap orbital hanya dapat berisi 2 elektron
dengan spin (arah putar) yang berlawanan. Jadi, satu orbital dapat ditempati maksimum oleh dua
elektron, karena jika elektron ketiga dimasukkan maka akan memiliki spin yang sama dengan
salah satu elektron sebelumnya.
Contoh :
Pada orbital 1s, akan ditempati oleh 2 elektron, yaitu :
Elektron Pertama à n=1, l=0, m=0, s= +½
Elektron Kedua à n=1, l=0, m=0, s= – ½
(Hal ini membuktikan bahwa walaupun kedua elektron mempunyai n,l dan m yang sama tetapi
mempunyai spin yang berbeda)
3. Aturan Hund
24. Aturan ini dikemukakan oleh Friedrick Hund Tahun 1930. yang menyatakan “elektronelektron dalam orbital-orbital suatu subkulit cenderung untuk tidak berpasangan”.
Elektron-elektron baru berpasangan apabila pada subkulit itu sudah tidak ada lagi orbital kosong.
Untuk menyatakan distribusi elektron-elektron pada orbital-orbital dalam suatu subkulit,
konfigurasi elektron dituliskan dalam bentuk diagram orbital.
Suatu orbital digambarkan dalam bentuk kotak, sedangkan elektron yang menghuni orbital
digambarkan dengan dua anak panah yang berlawanan arah. Jika orn=bital hanya mengandung
satu elektron, maka anak panah yang ditulis mengarah ke atas.
Dalam menerapkan aturan hund, maka kita harus menuliskan arah panah ke atas terlebih dahulu
pada semua kotak, baru kemudian diikuti dengan arah panah ke bawah jika masihterdapat
elektron sisanya.
http://esdikimia.wordpress.com/2010/08/13/konfigurasi-elektron-berdasarkan-konsep-bilangankuantum/
![Konfigurasi elektron
Dari Wikipedia bahasa Indonesia, ensiklopedia bebas
Belum Diperiksa
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 olehfungsi 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 sebuahorbital 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]](https://image.slidesharecdn.com/konfigurasielektron-140225184132-phpapp02/85/Konfigurasi-elektron-1-320.jpg)
![1 Kelopak dan subkelopak
2 Notasi
3 Sejarah
4 Asas Aufbau
o
4.1 Tabel periodik
o
4.2 Kelemahan asas Aufbau
o
4.3 Ionisasi logam transisi
o
4.4 Pengecualian kaidah Madelung lainnya
5 Lihat pula
6 Catatan kaki dan referensi
7 Pranala luar
[sunting]Kelopak
dan subkelopak
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 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]](data:image/gif;base64,R0lGODlhAQABAIAAAAAAAP///yH5BAEAAAAALAAAAAABAAEAAAIBRAA7)