Top Banner
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.
28

Konfigurasi elektron

Jun 30, 2015

Download

Education

Rizky Hilman
Welcome message from author
This document is posted to help you gain knowledge. Please leave a comment to let me know what you think about it! Share it to your friends and learn new things together.
Transcript
Page 1: Konfigurasi elektron

Konfigurasi elektronDari 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] 

1 Kelopak dan subkelopak

Page 2: Konfigurasi elektron

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]

[sunting]Notasi

Page 3: Konfigurasi elektron

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 1s2 2s1. Fosfor (bilangan atom 15) mempunyai

konfigurasi elektron : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3.

Untuk atom dengan banyak elektron, notasi ini akan menjadi sangat panjang, sehingga notasi yang disingkat

sering digunakan. Konfigurasi elektron fosfor, misalnya, berbeda dari neon(1s2 2s2 2p6) hanya pada

keberadaan kelopak ketiga. Sehingga konfigurasi elektron neon dapat digunakan untuk menyingkat konfigurasi

elektron fosfor. Konfigurasi elektron fosfor kemudian dapat ditulis: [Ne] 3s2 3p3. Konvensi ini sangat berguna

karena elektron-elektron pada kelopak terluar sajalah yang paling menentukan sifat-sifat kimiawi sebuah unsur.

Urutan penulisan orbital tidaklah tetap, beberapa sumber mengelompokkan semua orbital dengan nilai n yang

sama bersama, sedangkan sumber lainnya mengikuti urutan berdasarkan asas Aufbau. Sehingga konfigurasi

Besi dapat ditulis sebagai [Ar] 3d6 4s2 ataupun [Ar] 4s2 3d6 (mengikuti asas Aufbau).

Adalah umum untuk menemukan label-label orbital "s", "p", "d", "f" ditulis miring, walaupaun IUPAC

merekomendasikan penulisan normal. Pemilihan huruf "s", "p", "d", "f" berasal dari sistem lama dalam

mengkategorikan garis spektra, yakni "sharp", "principal", "diffuse", dan "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,

baik sistem Bohr maupun sistem Stoner tidak dapat menjelaskan dengan baik perubahan spektra

atom dalam medan magnet (efek Zeeman).

Page 4: Konfigurasi elektron

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]

1. Orbital diisi dengan urutan peningkatan n+l;

Page 5: Konfigurasi elektron

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).

Page 6: Konfigurasi elektron

[sunting]Ionisasi logam transisi

Aplikasi asas Aufbau yang terlalu dipaksakan kemudan menghasilkan paradoks dalam

kimia logam transisi. Kalium dan kalsium muncul dalam tabel periodik sebelum logam transisi,

dan memiliki konfigurasi elektron [Ar] 4s1 dan [Ar] 4s2 (orbital 4s diisi terlebih dahulu sebelum

orbital 3d). Hal ini sesuai dengan kaidah Madelung, karena orbital 4s memiliki nilai n+l  = 4 (n =

4, l = 0), sedangkan orbital 3d n+l  = 5 (n = 3, l = 2). Namun kromium dan tembaga memiliki

konfigurasi elektron [Ar] 3d5 4s1 dan [Ar] 3d10 4s1 (satu elektron melewati pengisian orbital 4s ke

orbital 3d untuk menghasilkan subkelopak yang terisi setengah). Dalam kasus ini, penjelasan

yang diberikan adalah "subkelopak yang terisi setengah ataupun terisi penuh adalah susunan

elektron yang stabil".

Paradoks akan muncul ketika elektron dilepaskan dari atom logam transisi, membentuk ion.

Elektron yang pertama kali diionisasikan bukan berasal dari orbital 3d, melainkan dari 4s. Hal

yang sama juga terjadi ketika senyawa kimia terbentuk. Kromium heksakarbonil dapat dijelaskan

sebagai atom kromium (bukan ion karena keadaan oksidasinya 0) yang dikelilingi enam

ligan karbon monoksida; ia bersifat diamagnetik dan konfigurasi atom pusat kromium adalah 3d6,

yang berarti bahwa orbital 4s pada atom bebas telah bepindah ke orbital 3d ketika bersenyawa.

Pergantian elektron antara 4s dan 3d ini dapat ditemukan secara universal pada deret pertama

logam-logam transisi.[12]

Fenomena ini akan menjadi paradoks hanya ketika diasumsikan bahwa energi orbital atom

adalah tetap dan tidak dipengaruhi oleh keberadaan elektron pada orbital-orbital lainnya. Jika

begitu, maka orbital 3d akan memiliki energi yang sama dengan orbital 3p, seperti pada hidrogen.

Namun hal ini jelas-jelas tidak demikian.

[sunting]Pengecualian kaidah Madelung lainnya

Terdapat beberapa pengecualian kaidah Madelung lainnya untuk unsur-unsur yang lebih berat,

dan akan semakin sulit untuk menggunakan penjelasan yang sederhana mengenai pengecualian

ini. Adalah mungkin untuk memprediksikan kebanyakan pengecualian ini menggunakan

perhitungan Hartree-Fock,[13] yang merupakan metode pendekatan dengan melibatkan efek

elektron lainnya pada energi orbital. Untuk unsur-unsur yang lebih berat, diperlukan juga

keterlibatan efek relativitas khusus terhadap energi orbital atom, karena elektron-elektron pada

kelopak dalam bergerak dengan kecepatan mendekati kecepatan cahaya. Secara umun, efek-

efek relativistik ini[14] cenderung menurunkan energi orbital s terhadap orbital atom lainnya.[15]

Periode 5   Periode 6   Periode 7

Page 7: Konfigurasi elektron

Unsur ZKonfigurasi elektron

  Unsur ZKonfigurasi elektron

  Unsur ZKonfigurasi elektron

Itrium39

[Kr] 5s2 4d1   Lantanum

57

[Xe] 6s2 5d1   Aktinium89

[Rn] 7s2 6d1

    Serium58

[Xe] 6s2 4f1 5d1   Torium

90

[Rn] 7s2 6d2

   Praseodimium

59

[Xe] 6s2 4f3  Protaktinium

91

[Rn] 7s2 5f2 6d1

   Neodimium

60

[Xe] 6s2 4f4   Uranium92

[Rn] 7s2 5f3 6d1

    Prometium61

[Xe] 6s2 4f5  Neptunium

93

[Rn] 7s2 5f4 6d1

    Samarium62

[Xe] 6s2 4f6   Plutonium94

[Rn] 7s2 5f6

    Europium63

[Xe] 6s2 4f7  Amerisium

95

[Rn] 7s2 5f7

   Gadolinium

64

[Xe] 6s2 4f7 5d1   Kurium

96

[Rn] 7s2 5f7 6d1

    Terbium65

[Xe] 6s2 4f9   Berkelium97

[Rn] 7s2 5f9

         

Page 8: Konfigurasi elektron

Zirkonium

40

[Kr] 5s2 4d2   Hafnium

72

[Xe] 6s2 4f14 5d2    

Niobium41

[Kr] 5s1 4d4   Tantalum

73

[Xe] 6s2 4f14 5d3    

Molibdenum

42

[Kr] 5s1 4d5   Tungsten

74

[Xe] 6s2 4f14 5d4    

Teknesium

43

[Kr] 5s2 4d5   Renium

75

[Xe] 6s2 4f14 5d5    

Rutenium44

[Kr] 5s1 4d7   Osmium

76

[Xe] 6s2 4f14 5d6    

Rodium45

[Kr] 5s1 4d8   Iridium

77

[Xe] 6s2 4f14 5d7    

Paladium46

[Kr] 4d10   Platinum78

[Xe] 6s1 4f14 5d9    

Perak47

[Kr] 5s1 4d10   Emas

79

[Xe] 6s1 4f14 5d10    

Kadmium48

[Kr] 5s2 4d10   Raksa

80

[Xe] 6s2 4f14 5d10    

Indium49

[Kr] 5s2 4d10 5p1

  Talium81

[Xe] 6s2 4f14 5d10 6p1

   

http://id.wikipedia.org/wiki/Konfigurasi_elektron 12/03/13

Konfigurasi Elektron

Page 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.

Page 10: Konfigurasi elektron

O 1s22s22px22p y

12pz1

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 y

23pz1.

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

1s22s22px22py

22p z2.

Berdasarkan cara di atas kita dapat menuliskan konfigurasi elektron klor dengan

[Ne]3s23px23py

23pz 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 :

Page 11: Konfigurasi elektron

cara singkat

Mg1s22s22p63s2 [Ne]3s2

S 1s22s22p63s23px

 23py13pz

1 [Ne]3s23px23py

13p z1

Ar1s22s22p63s23px

 23py23pz

2 [Ne]3s23px23py

23p z2

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 orbital-

orbital, kita dapat melihat bahwa setelah 3p energi orbital terendah adalah 4s –

oleh karena itu elektron mengisinya terlebih dahulu.

K1s22s22p63s23p6 4s1

Ca1s22s22p63s23p6 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. Elemen-

elemen di grup 1 dan 2 dideskripsikan sebagai elemen-elemen blok s.

Page 12: Konfigurasi elektron

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.

Page 13: Konfigurasi elektron

Sc1s22s22p63s23p6 3d14s2

Ti1s22s22p63s23p6 3d24s2

V1s22s22p63s23p6 3d34s2

Cr1s22s22p63s23p6 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 (kembali ke keteraturan semula)

Fe 1s22s22p63s23p6 3d64s2

Co 1s22s22p63s23p6 3d74s2

Ni 1s22s22p63s23p6 3d84s2

Cu 1s22s22p63s23p6 3d104s1  (perhatikan!)

Zn 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 24px24py

24pz1.

 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

Page 14: Konfigurasi elektron

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 5s25px25py

25pz 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 y

25pz1.

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-is-try.org/materi_kimia/struktur_atom_dan_ikatan/sifat_dasar_atom/konfigurasi_elektron/

Konfigurasi Elektron dan Diagram OrbitalPost under Kimia, Kimia SMA, Materi Pelajaran, Materi SMA

Page 15: Konfigurasi elektron

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!

Page 16: Konfigurasi elektron

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

Page 17: Konfigurasi elektron

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 :

Page 18: Konfigurasi elektron

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”.

Page 19: Konfigurasi elektron

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

Page 20: Konfigurasi elektron

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 Bhttp://mediabelajaronline.blogspot.com/2010/09/konfigurasi-elektron-dan-diagram.html

Konfigurasi Elektron Kimia Kelas 2 > Struktur Atom

226

< 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.

Page 21: Konfigurasi elektron

Orbital yang memenuhi tingkat energi yang paling rendah adalah 1s dilanjutkan dengan 2s, 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:

Page 22: Konfigurasi elektron

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 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 n-nya 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 ….

Page 23: Konfigurasi elektron

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

Page 24: Konfigurasi elektron

(Hal ini membuktikan bahwa walaupun kedua elektron mempunyai n,l dan m

yang sama tetapi mempunyai spin yang berbeda)

3. Aturan Hund

Aturan ini dikemukakan oleh Friedrick Hund Tahun 1930. yang

menyatakan “elektron-elektron 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.