√ Konfigurasi Elektron – Media Masyarakat

Daftar Isi

Sejarah Konfigurasi Elektron

Niels Bohr ialah orang yg pertama kali (1923) mengajukan bahwa periodisitas pada sifat-sifat unsur kimia mampu diterangkan oleh struktur elektronik atom tersebut. Pengajuannya didasarkan pada model atom Bohr, yg mana kelopak-kelopak elektronnya merupakan orbit dgn jarak yg tetap dr inti atom. Konfigurasi awal Bohr berlawanan dgn konfigurasi yg sekarang digunakan: sulfur berkonfigurasi 2.4.4.6 ketimbang 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴.

Satu tahun kemudian, E. C. Stoner memasukkan bilangan kuantum ketiga Sommerfeld ke dlm deskripsi kelopak elektron, & dgn benar memprediksi struktur kelopak belerang sebagai 2.8.6. Walaupun demikian, baik tata cara Bohr maupun metode Stoner tak dapat menjelaskan dgn baik perubahan spektra atom dlm medan magnet (efek Zeeman).

Bohr sadar akan kelemahan ini (dan yg lainnya), & menulis surat pada temannya Wolfgang Pauli untuk meminta bantuannya menyelamatkan teori kuantum (metode yg kini dikenal sebagai “teori kuantum lama”). Pauli menyadari bahwa efek Zeeman haruslah cuma diakibatkan oleh elektron-elektron terluar atom. Ia pula dapat menciptakan kembali struktur kelopak Stoner, namun dgn struktur subkelopak yg benar dgn pendapatan suatu bilangan kuantum keempat & 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 [m_s].

Adalah tak diperbolehkan untuk lebih dr satu elektron dgn nilai bilangan kuantum utama n yang serupa mempunyai nilai tiga bilangan kuantum k [l], j [m_l] dan m [m_s] yg sama.

Persamaan Schrödinger yg dipublikasikan tahun 1926 menghasilkan tiga dr empat bilangan kuantum sebagai konsekuensi penyelesainnya untuk atom hidrogen: penyelesaian ini menciptakan orbital-orbital atom yg dapat kita dapatkan dlm buku-buku teks kimia. Kajian spektra atom membolehkan konfigurasi elektron atom untuk dapat diputuskan dengan-cara eksperimen, yg pada hasilnya menciptakan kaidah empiris (diketahui selaku kaidah Madelung (1936)) untuk urutan orbital atom mana yg terlebih dahulu diisi elektron.

Baca Juga: Logam

Konfigurasi Elektron

Dalam fisika atom & kimia kuantum, konfigurasi elektron yakni susunan elektron-elektron pada sebuah atom, molekul, atau struktur fisik yang lain. Sama mirip partikel elementer lainnya, elektron patuh pada aturan mekanika kuantum & memperlihatkan sifat-sifat bak-partikel maupun bak-gelombang.

Secara formal, kondisi kuantum elektron tertentu diputuskan oleh fungsi gelombangnya, yaitu suatu fungsi ruang & waktu yg bernilai kompleks. Menurut interpretasi mekanika kuantum Copenhagen, posisi suatu elektron tak mampu diputuskan kecuali sesudah adanya aksi pengukuran yg menyebabkannya untuk mampu dideteksi. Probabilitas agresi pengukuran akan mendeteksi sebuah elektron pada titik tertentu pada ruang yaitu proporsional kepada kuadrat nilai otoriter fungsi gelombang pada titik tersebut.

Elektron-elektron dapat berpindah dr satu aras energi ke aras energi yg yang lain dgn emisi atau absorpsi kuantum energi dlm bentuk foton. Oleh sebab asas larangan Pauli, tak boleh ada lebih dr dua elektron yg mampu menempati suatu orbital atom, sehingga elektron cuma akan meloncat dr satu orbital ke orbital yg lainnya hanya jika terdapat kekosongan di dalamnya.

Kelopak & Subkelopak

Konfigurasi elektron yg pertama kali dipikirkan yakni menurut pada model atom versi Bohr. Adalah lazim membahas kelopak maupun subkelopak walaupun sudah terdapat pertumbuhan dlm pemahaman sifat-sifat mekania kuantum elektron. Berdasarkan asas larangan Pauli, suatu orbital cuma mampu memuat maksimal dua elektron. Namun pada kasus-masalah tertentu, terdapat beberapa orbital yg memiliki aras energi yg sama (dikatakan berdegenerasi), & orbital-orbital ini dijumlah bareng dlm konfigurasi elektron.

Kelopak elektron merupakan sekumpulan orbital-orbital atom yg mempunyai bilangan kuantum utama n yg sama, sehingga orbital 3s, orbital-orbital 3p, & orbital-orbital 3d segalanya merupakan serpihan dr kelopak ketiga. Sebuah kelopak elektron dapat menampung 2n² elektron; kelopak pertama mampu memuat 2 elektron, kelopak kedua 8 elektron, & kelopak ketiga 18 elektron, demikian seterusnya.

Subkelopak elektron merupakan sekelompok orbital-orbital yg mempunyai label orbital yg sama, yakni yg mempunyai nilai n & l yg sama. Sehingga tiga orbital 2p membentuk satu subkelopak, yg mampu memuat enam elektron. Jumlah elektron yg dapat ditampung pada sebuah subkelopak berjumlah 2(2l+1); sehingga subkelopak “s” dapat memuat 2 elektron, subkelopak “p” 6 elektron, subkelopak “d” 10 elektron, & subkelopak “f” 14 elektron.

Baca Juga: Sifat Karbohidrat

Jumlah elektron yg dapat menduduki setiap kelopak & subkelopak berasal dr persamaan mekanika kuantum, utamanya asas larangan Pauli yg menyatakan bahwa tak ada dua elektron dlm satu atom yg mampu mempunyai nilai yg sama pada keempat bilangan kuantumnya.

Notasi

Para fisikawan & kimiawan memakai notasi persyaratan untuk mendeskripsikan konfigurasi-konfigurasi elektron atom & molekul. Untuk atom, notasinya terdiri dr untaian label orbital atom (misalnya 1s, 3d, 4f) dgn jumlah elektron dituliskan pada setiap orbital (atau sekelompok orbital yg mempunyai label yg sama). Sebagai contoh, hidrogen mempunyai satu elektron pada orbital s kelopak pertama, sehingga konfigurasinya ditulis sebagai 1s¹. Litium mempunyai dua elektron pada subkelopak 1s & 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 dgn banyak elektron, notasi ini akan menjadi sungguh panjang, sehingga notasi yg disingkat sering digunakan. Konfigurasi elektron fosfor (1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³), berlawanan dr neon (1s² 2s² 2p⁶) cuma pada kebe
radaan kelopak ketiga. Sehingga konfigurasi elektron neon mampu dipakai untuk menyingkat konfigurasi elektron fosfor. Konfigurasi elektron fosfor kemudian dapat ditulis: [Ne] 3s² 3p³. Konvensi ini sungguh berguna karena elektron-elektron pada kelopak terluar sajalah yg paling memilih sifat-sifat kimiawi sebuah unsur.

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

Adalah biasa untuk mendapatkan label-label orbital “s”, “p”, “d”, “f” ditulis miring, walaupaun IUPAC merekomendasikan penulisan normal. Pemilihan huruf “s”, “p”, “d”, “f” berasal dr tata cara usang dlm mengkategorikan garis spektra, yakni “sharp”, “principal”, “diffuse”, & “fine”. Setelah “f”, label selanjutnya diikuti dengan-cara alfabetis, yakni “g”, “h”, “i”, …dst, meskipun orbital-orbital ini belum ditemukan.

Konfigurasi elektron molekul ditulis dgn cara yg sama, kecuali bahwa label orbital molekullah yg dipakai, & bukannya label orbital atom.

Asas Aufbau

Asas Aufbau (berasal dr Bahasa Jerman Aufbau yg memiliki arti “membangun, konstruksi”) ialah serpihan penting dlm desain konfigurasi elektron awal Bohr. Ia dapat dinyatakan selaku :

Terdapat optimal dua elektron yg mampu diisi ke dlm orbital dgn urutan peningkatan energi orbital: orbital berenergi terendah diisi apalagi dulu sebelum elektron ditaruh ke orbital berenergi lebih tinggi.

Asas ini bekerja dgn baik (untuk kondisi dasar atom-atom) untuk 18 unsur pertama; ia akan menjadi kian kurang tepat untuk 100 unsur sisanya. Bentuk modern asas Aufbau menerangkan urutan energi orbital berdasarkan kaidah Madelung, pertama kali dinyatakan oleh Erwin Madelung pada tahun 1936.

Orbital diisi dgn urutan kenaikan n+l;

Apabila terdapat dua orbital dgn nilai n+l yang serupa, maka orbital yg pertama diisi yakni orbital dgn nilai n yang paling rendah.

Sehingga, menurut kaidah ini, urutan pengisian orbital yakni 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, dlm bentuk yg dimodifikasi, ke proton & neutron dlm inti atom.

Baca Juga: Simbol Bahan Kimia

Tabel Periodik

Bentuk tabel periodik bekerjasama erat dgn konfigurasi elektron atom unsur-unsur. Sebagai contoh, semua unsur golongan 2 mempunyai konfigurasi elektron [E] ns² (dengan [E] adalah konfigurasi gas inert), & mempunyai kemiripan dlm sifat-sifat kimia. Kelopak elektron terluar atom sering dirujuk sebagai “kelopak valensi” & menentukan sifat-sifat kimia suatu unsur. Perlu dikenang bahwa kemiripan dlm sifat-sifat kimia telah diketahui satu era sebelumnya, sebelum aliran konfigurasi elektron ada.

Periode Pertama

Hidrogen hanya memiliki satu elektron pada orbital 1s, kita dapat menuliskannya dgn 1s¹ & helium memiliki dua elektron pada orbital 1s sehingga dapat dituliskan dgn 1s²

Periode Kedua

Elektron litium menyanggupi orbital 2s alasannya adalah orbital ini mempunyai energi yg lebih rendah ketimbang orbital 2p. Litium memiliki konfigurasi elektron 1s²2s¹. Berilium memiliki elektron kedua pada level yg sama – 1s²2s².

Pada level ini semuanya mempunyai energi yg sama, sehingga elektron akan menempati tiap orbital satu persatu.

B1s²2s²2p_x¹

C1s²2s²2p_x¹2p_y¹

N1s²2s²2p_x¹2p_y¹2p_z¹

Elektron selanjutnya akan membentuk suatu pasangan dgn elektron tunggal yg sebelumnya menempati orbital.

O1s²2s²2p_x²2p_y¹2p_z¹

F1s²2s²2p_x²2p_y²2p_z¹

Ne 1s²2s²2p_x²2p_y²2p_z²

Kita mampu melihat di sini bahwa kian banyak jumlah elektron, kian menyibukkan bagi kita untuk menuliskan struktur elektron dengan-cara lengkap. Ada dua cara penulisan untuk mengatasi hal ini & kita harus sudah biasa dgn kedua cara ini.

Cara singkat pertama : Seluruh kombinasi orbital p mampu dituliskan dengan-cara bertumpuk. Sebagai teladan, flor mampu ditulis sebagai 1s²2s²2p⁵, & neon sebagai 1s²2s²2p⁶.

Penulisan ini biasa dilakukan kalau elektron berada dlm kulit dalam. Jika elektron berada dlm kondisi berikatan (di mana elektron berada di luar atom), terkadang ditulis dlm cara singkat, kadang-kadang dgn cara penuh.

Sebagai acuan, walaupun kita belum membicarakan konfigurasi elektron dr klor, kita mampu menuliskannya sebagai 1s²2s²2p⁶3s²3p_x²3p_y²3p_z¹.

Perhatikan bahwa elektron-elektron pada orbital 2p bertumpuk satu sama lain sementara orbital 3p dituliskan dengan-cara penuh. Sesungguhnya elektron-elektron pada orbital 3p terlibat dlm pembentukan ikatan sebab berada pada kulit terluar dr atom, sementara elektron-elektron pada 2p terbenam jauh di dlm atom & hampir bisa dibilang tak berperan sama sekali.

Cara singkat kedua : Kita mampu menumpukkan seluruh elektron-elektron terdalam dgn memakai, selaku contoh, simbol [Ne]. Di dlm konteks ini, [Ne] berarti konfigurasi elektron dr atom neon -dengan kata lain 1s²2s²2p_x²2p_y²2p_z².

Berdasarkan cara di atas kita mampu menuliskan konfigurasi elektron klor dgn [Ne]3s²3p_x²3p_y²3p_z¹.

Bac
a Juga: Tabel Periodik

Periode Ketiga

Mulai dr neon, seluruh orbital tingkat kedua sudah dipenuhi elekton, berikutnya kita mesti mengawali dr natrium pada periode ketiga. Cara pengisiannya sama dgn periode-periode sebelumnya, kecuali adalah kini segalanya berjalan pada periode ketiga.

Permulaan Periode Keempat

Sampai saat ini belum mengisi orbital tingkat 3 sampai sarat , tingkat 3d belum dipakai. Tetapi kalau kita melihat kembali tingkat energi orbital-orbital, kita mampu melihat bahwa setelah 3p energi orbital paling rendah yaitu 4s – oleh alasannya adalah itu elektron mengisinya apalagi dulu.

Bukti kuat tentang hal ini ialah bahwa elemen seperti inatrium (1s²2s²2p⁶3s¹) & kalium (1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹) mempunyai sifat kimia yg ibarat. Elektron terluar menentukan sifat dr suatu elemen. Sifat keduanya tak akan menyerupai bila konfigurasi electron terluar dr kalium yakni 3d¹.

Elemen blok s & p

Elemen-elemen pada golongan 1 dr tabel periodik mempunyai konfigurasi elektron terluar ns¹ (dimana n merupakan nomor antara 2 hingga 7). Seluruh elemen pada golongan 2 mempunyai konfigurasi elektron terluar ns². Elemen-elemen di grup 1 & 2 dideskripsikan selaku elemen-elemen blok s.

Elemen-elemen dr golongan 3 seterusnya hingga gas mulia memiliki elektron terluar pada orbital p. Oleh karenanya, dideskripsikan dgn elemen-elemen blok p.

Elemen blok d

Perhatikan bahwa orbital 4s mempunyai energi lebih rendah dibandingkan dgn orbital 3d sehingga orbital 4s terisi lebih dahulu. Setelah orbital 3d terisi, elektron selanjutnya akan mengisi orbital 4p.

Elemen-elemen pada blok d ialah elemen di mana elektron terakhir dr orbitalnya berada pada orbital d. Periode pertama dr blok d terdiri dr elemen dr skandium hingga seng, yg biasanya kita sebut dgn elemen transisi atau logam transisi. Istilah “elemen transisi” & “elemen blok d” bantu-membantu tidaklah mempunyai arti yg sama, tetapi dlm perihal ini tidaklah menjadi suatu duduk perkara.

Elektron d hampir senantiasa dideskripsikan selaku , sebagai pola, d⁵ atau d⁸ & bukan ditulis dlm orbital yg terpisah-pisah. Perhatikan bahwa ada 5 orbital d, & elektron akan menempati orbital sendiri sejauh ia mungkin. Setelah 5 elektron menempati orbital sendiri-sendiri barulah elektron selanjutnya berpasangan.

Perhatikan bentuk pengisian orbital pada level 3, utamanya pada pengisian atom 3d sesudah 4s. Perhatikan bahwa kromium tak mengikuti keteraturan yg berlaku. Pada kromium elektron-elektron pada orbital 3d & 4s ditempati oleh satu elektron.

Pada elemen seng proses pengisian orbital d selesai.

Pengisian sisa periode 4

Orbital berikutnya yakni 4p, yg pengisiannya sama seperti 2p atau 3p. Kita kini kembali ke elemen dr galium hingga kripton. Sebagai acuan, Brom, memilki konfigurasi elektron 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p_x²4p_y²4p_z¹.

Kelemahan Asas Aufbau

Asas Aufbau begantung pada postulat dasar bahwa urutan energi orbital yakni tetap, baik untuk suatu unsur atau di antara unsur-unsur yg berlainan. Ia menganggap orbital-orbital atom sebagai “kotak-kotak” energi tetap yg mana dapat ditaruh dua elektron. Namun, energi elektron dlm orbital atom bergantung pada energi keseluruhan elektron dlm atom (atau ion, molekul, & sebagainya).

Tidak ada solusi satu elektron untuk sebuah sistem dgn elektron lebih dr satu, sebaliknya yg ada cuma sekelompok penyelesaian banyak elektron, yg tak dapat dijumlah dengan-cara eksakC:\Users\ACER\Desktop\Konfigurasi_elektron.htm – cite_note-10 (walaupun terdapat pendekatan matematika yg mampu dikerjakan, seperti metode Hartree-Fock).

Ionisasi Logam Transisi

Aplikasi asas Aufbau yg terlalu dipaksakan kemudan menghasilkan paradoks dlm kimia logam transisi. Kalium & kalsium muncul dlm tabel periodik sebelum logam transisi, & memiliki konfigurasi elektron [Ar] 4s¹ & [Ar] 4s² (orbital 4s diisi apalagi dulu sebelum orbital 3d). Hal ini sesuai dgn 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 & tembaga memiliki konfigurasi elektron [Ar] 3d⁵ 4s¹ & [Ar] 3d¹⁰ 4s¹ (satu elektron melalui pengisian orbital 4s ke orbital 3d untuk menciptakan subkelopak yg terisi setengah). Dalam kasus ini, penjelasan yg diberikan yaitu “subkelopak yg terisi setengah ataupun terisi sarat ialah susunan elektron yg stabil”.

Paradoks akan muncul tatkala elektron dilepaskan dr atom logam transisi, membentuk ion. Elektron yg pertama kali diionisasikan bukan berasal dr orbital 3d, melainkan dr 4s. Hal yg sama pula terjadi tatkala senyawa kimia terbentuk. Kromium heksakarbonil dapat diterangkan selaku atom kromium (bukan ion alasannya kondisi oksidasinya 0) yg dikelilingi enam ligan karbon monoksida; ia bersifat diamagnetik & konfigurasi atom sentra kromium ialah 3d⁶, yg berarti bahwa orbital 4s pada atom bebas telah bepindah ke orbital 3d tatkala bersenyawa.
Pergantian elektron antara 4s & 3d ini mampu didapatkan dengan-cara universal pada deret pertama logam-logam transisi.

Fenomena ini akan menjadi paradoks cuma tatkala diasumsikan bahwa energi orbital atom adalah tetap & tak dipengaruhi oleh eksistensi elektron pada orbital-orbital lainnya. Jika begitu, maka orbital 3d akan mempunyai energi yg sama dgn orbital 3p, seperti pada hidrogen. Namun hal ini terperinci-terperinci tak demikian.

Pengecualian Kaidah Madelung Lainnya

Terdapat beberapa pengecualian kaidah Madelung yang lain untuk unsur-unsur yg lebih berat, & akan kian sukar untuk menggunakan klarifikasi yg sederhana mengenai pengecualian ini. Adalah mungkin untuk memprediksikan pada umumnya pengecualian ini memakai perkiraan Hartree-Fock, yg merupakan metode pendekatan dgn melibatkan imbas elektron lainnya pada energi orbital.

Untuk unsur-unsur yg lebih berat, dibutuhkan pula keterlibatan efek relativitas khusus kepada energi orbital atom, karena elektron-elektron pada kelopak dlm bergerak dgn kecepatan mendekati kecepatan cahaya. Secara umun, imbas-imbas relativistik ini cenderung menurunkan energi orbital s terhadap orbital atom lainnya.

Demikian penjelasan postingan diatas ihwal Konfigurasi Elektron – Pengertian, Tabel, Gas Mulia, Aufbau, Ion semoga bermanfaat bagi pembaca setia kami.

Pada suhu 27°C glukosa sebanyak 7,2 gram dilarutkan dalam air sampai volume 400 ml.