Konfigurasi Elektron dalam Atom

Konfigurasi Elektron dalam Atom- Konfigurasi elektron dalam atom menggambarkan lokasi semua elektron menurut orbital-orbital yang ditempati. Pengisian elektron dalam orbital-orbital mengikuti aturan-aturan berikut.

1.    Prinsip Aufbau

Elektron akan mengisi orbital atom yang tingkat energi relatifnya lebih rendah dahulu baru kemudian mengisi orbital atom yang tingkat energinya lebih tinggi.

Untuk memberikan gambaran yang jelas bagaimana susunan tingkat energi itu, serta cara penamaannya, dapat dilihat pada bagan di bawah ini.

prinsip aufbau

Untuk memudahkan urutan pengisian tingkat-tingkat energi orbital atom diperlukan bagan berikut.

Bagan 1.1 Urutan pengisian elektron pada orbital-orbital suatu atom

Bagan 1.1 Urutan pengisian elektron pada orbital-orbital suatu atom

Urutan tingkat energi orbital dari yang paling rendah sebagai berikut.
1s → 2s→2p → 3s → 3p → 4s → 3→ 4p →5s dan seterusnya

2.    Aturan Hund

Pada pengisian orbital-orbital yang setingkat, elektron-elektron tidak membentuk pasangan lebih dahulu sebelum masing-masing orbital setingkat terisi sebuah elektron dengan arah spin yang sama.

Untuk mempermudah penggambaran maka orbital dapat digambarkan sebagai segi empat sedang kedua elektron yang berputar melalui sumbu dengan arah yang berlawanan digambarkan sebagai 2 anak panah dengan arah yang berlawanan, + ½  (searah dengan arah putaran jarum jam) digambarkan anak panah ke atas (­↑), – ½ (berlawanan dengan arah putaran jarum jam) digambarkan anak panah ke bawah (↓).
Untuk elektron tunggal pada orbital s tidak masalah + ½ (­↑) atau – ½ (↓), tetapi jika orbital s tersebut terisi 2 elektron, maka bilangan kuantum spinnya harus + ½ dan – ½ (↑­↓).
Demikian pula untuk pengisian orbital p (l = 1), elektron pertama dapat menempati orbital px, py, atau pz. Sebab ketiga orbital p tersebut mempunyai tingkat energi yang sama.

  • orbital s dengan elektronnya digambar  |­↑­↓|
  • orbital p dengan elektronnya digambar  |­↑­↓|  |­↑­↓|  |­↑­↓|
  • orbital d dengan elektronnya digambar  |­↑­↓|  |­↑­↓|  |­↑­↓|  |­↑­↓|  |­↑­↓|

Perjanjian:

Pada pengisian elektron dalam orbital, elektron pertama yang mengisi suatu orbital ialah elektron yang mempunyai harga spin + ½  dan elektron yang kedua mempunyai harga spin – ½. Berdasarkan pada tiga aturan di atas, maka kita dapat menentukan nilai keempat bilangan kuantum dari setiap elektron dalam konfigurasi elektron suatu atom unsur seperti pada tabel berikut ini.

Elektron ke-

Orbital yang ditempati

Konfigurasi elektron terakhir

Nilai

keterangan

n

l

m

s

Aturan Hund

1

1s

1s1

1

0

0

+ ½

2

1s

1s2

1

0

0

- ½

3

2s

2s1

2

0

0

+ ½

4

2s

2s2

2

0

0

- ½

5

2p

2p1

2

1

-1

+ ½

6

2p

2p2

2

1

0

- ½

7

2p

2p3

2

1

+1

+ ½

8

2p

2p4

2

1

-1

- ½

9

2p

2p5

2

1

0

+ ½

10

2p

2p6

2

1

+1

- ½

 Sumber: Brady, General Chemistry Principle and Structure

Orbital penuh dan setengah penuh

Konfigurasi elektron suatu unsur harus  menggambarkan sifat suatu unsur. Hasil eksperimen menunjukkan bahwa sifat unsur lebih stabil apabila orbital dalam suatu atom unsur terisi elektron tepat ½ penuh atau tepat penuh, terutama orbital-orbital d dan f (5 elektron atau 10 elektron untuk orbital-orbital d dan 7 elektron atau 14 elektron untuk orbital-orbital f). Apabila elektron pada orbital d dan f terisi elektron 1 kurangnya dari setengah penuh/penuh, maka orbital d/f tersebut harus diisi tepat ½  penuh/tepat penuh. Satu elektron penggenapnya diambil dari orbital s yang terdekat.

Contoh:

Konfigurasi elektron:

24Cr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5

bukan: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4

Begitu pula konfigurasi elektron:

29Cu adalah 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10

bukan: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9

Konfigurasi elektron ion positif dan ion negatif

Misalnya konfigurasi elektron ion K+ dan ion Cl

19K: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Bila atom K melepaskan 1 elektron maka terjadi ion K+ yang mempunyai jumlah proton 19 dan elektron 19 – 1 = 18
Konfigurasi elektron ion K+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

17Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Bila atom Cl menerima 1 elektron maka terjadi ion Cl yang mempunyai jumlah proton 17 dan elektron 17 + 1 = 18

Konfigurasi elektron ion Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 2p5

Konfigurasi elektron ion K+ = ion Cl = atom Ar, peristiwa semacam ini disebut isoelektronis. Konfigurasi elektron yang tereksitasi Konfigurasi elektron yang telah dibicarakan di atas adalah konfigurasi elektron dalam keadaan tingkat dasar. Konfigurasi elektron yang tereksitasi adalah adanya elektron yang menempati orbital yang tingkat energinya lebih tinggi.

3.    Larangan Pauli

Menurut prinsip ini dalam suatu atom tidak boleh ada 2 elektron yang mempunyai keempat bilangan kuantum yang sama harganya, jika 3 bilangan kuantum sudah sama, maka bilangan kuantum yang keempat harus berbeda.

Contoh:

Elektron pertama dalam suatu atom akan menempati orbital 1s, ini berarti elektron kesatu mempunyai harga n = 1, l = 0, m = 0, dan s = + ½.

Elektron kedua juga menempati orbital 1s, elektron kedua mempunyai harga n = 1, l = 0, m = 0, dan s = – ½ . Ternyata elektron ke-1 dan ke-2 mempunyai harga n, l, dan m yang sama, tapi harga s-nya berbeda. Elektron ke-3 tidak dapat menempati orbital1s lagi, sebab jika elektron ke-3 menempati orbital 1s, maka harga n, l, m, dan s elektron ke-3 akan sama dengan elektron ke-1 atau elektron ke-2.

Dengan menggunakan prinsip eksklusi Pauli dan ketentuan harga m dan l yang diperbolehkan untuk setiap harga n dapat disusun berbagai kombinasi 4 bilangan kuantum pada setiap kuantum grup sebagai berikut.

Bilangan kuantum

utama (n)

Orbital

Bilangan kuantum

Notasi

orbital

Jumlah elektron

l

m

s

n = 1

(kulit K)

S

0

0

+ ½

1s

2

0

0

- ½

n = 2

(kulit L)

S

0

0

+ ½

2s

2

0

0

- ½

p

1

-1

+ ½

2p

6

p

1

-1

- ½

p

1

0

+ ½

p

1

0

- ½

p

1

+1

+ ½

p

1

+1

- ½

Sumber: Brady, General Chemistry Principle and Structure

Kesimpulan:

Sesuai dengan prinsip eksklusi Pauli ini dapat disimpulkan bahwa dalam tiap orbital hanya dapat terisi 2 buah elektron.

Konfigurasi Elektron dalam Atom Berdasarkan teori Niels Bohr

  • pengisian elektron pada kulit-kulit atom
  • hanya berlaku untuk golongan A
  • jumlah maksimum elektron di kulit ke-n = 2n2
  • Jumlah elektron di kulit terakhir (elektron valensi) tidak boleh lebih dari 8

Jadi, jumlah maksimum di tiap kulit  2  8  18  32  50  dst → jika jumlah elektron di suatu kulit melebihi jumlah maksimum, pakai jumlah maksimum sebelumnya

Beberapa contoh:

6C = 2  4

17Cl = 2  8  7

20Ca = 2  8  8  2

35Cl = 2  8  18  7

52Te = 2  8  18  18  6

Artikel Terkait

Updated: 20 November 2014 — 02:06

Leave a Reply

Your email address will not be published. Required fields are marked *

You may use these HTML tags and attributes: <a href="" title=""> <abbr title=""> <acronym title=""> <b> <blockquote cite=""> <cite> <code> <del datetime=""> <em> <i> <q cite=""> <strike> <strong>

Budisma.web.id © 2014 Frontier Theme