Makalah konfigurasi Elektron

KONFIGURASI ELEKTRON

Konfigurasi elektron merupakan gambaran tentangl posisi atau lokasi dari elektron-elektron dalam suatu atom dengan mengikuti aturan atau rumus tertentu.

Pada penulisan konfigurasi elektron perlu dipertimbangkan tiga aturan (asas), yaitu prinsip Aufbau, asas larangan Pauli, dan kaidah Hund.

1. Prinsip Aufbau

Elektron-elektron dalam suatu atom berusaha untuk menempati subkulit subkulit yang berenergi rendah, kemudian baru ke tingkat energi yang lebih tinggi. Dengan demikian, atom berada pada tingkat energi minimum. Inilah yang disebut prinsip Aufbau. Urutan-urutan tingkat energi ditunjukkan pada gambar.

Jadi, pengisian orbital dimulai dari orbital 1s, 2s, 2p, dan seterusnya. Pada gambar dapat dilihat bahwa subkulit 3d mempunyai energi lebih tinggi daripada subkulit 4s. Oleh karena itu, setelah 3p terisi penuh maka elektron berikutnya akan mengisi subkulit 4s, baru kemudian akan mengisi subkulit 3d.

Diagram urutan tingkat energi orbit

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

2. Kaidah Hund

Untuk menyatakan distribusi elektron-elektron pada orbital-orbital dalam suatu subkulit, konfigurasi elektron dapat dituliskan dalam bentuk diagram orbital. Suatu orbital dilambangkan dengan strip, sedangkan dua elektron yang menghuni satu orbital dilambangkan dengan dua anak panah yang berlawanan arah. Jika orbital hanya mengandung satu elektron, anak panah dituliskan mengarah ke atas.

Dalam kaidah Hund, dikemukakan oleh Friedrich Hund (1894 – 1968) pada tahun 1930, disebutkan bahwa 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.

Pengisian orbital dalam suatu atom

Subkulit yang dilambangkan dengan strip sebanyak orbital yang dimiliki

3. Larangan Pauli

Pada tahun 1928, Wolfgang Pauli (1900 – 1958) mengemukakan bahwa tidak ada dua elektron dalam satu atom yang boleh mempunyai keempat bilangan kuantum yang sama. Dua elektron yang mempunyai bilangan kuantum utama, azimuth, dan magnetik yang sama dalam satu orbital, harus mempunyai spin yang berbeda Kedua elektron tersebut berpasangan.

Setiap orbital mampu menampung maksimum dua elektron. Untuk mengimbangi gaya tolak-menolak di antara elektron-elektron tersebut, dua elektron dalam satu orbital selalu berotasi dalam arah yang berlawanan.

Subkulit s (1 orbital) maksimum 2 elektron

Subkulit p (3 orbital) maksimum 6 elektron

Subkulit d (5 orbital) maksimum 10 elektron

Subkulit f (7 orbital) maksimum 14 elektron

MACAM-MACAM BILANGAN KUANTUM

1. Bilangan Kuantum Utama (n)

• Bilangan bulat positif, harga : 1,2,3,4 ….dst
• Kulit utama elektron. n= 1(kulit elektron K),

       n = 2 (kulit elektron L), n = 3 (kulit elektron M), n = 4

       (kulit elektron N)

2. Bilangan Kuantum Azimuth (l)

• Sub kulit elektron

Harga, antara 0 sampai dengan (n-1). Jika n = 1, maka l = 0 saja. Jika n = 2, maka l = 0 dan1. Jika n = 3, maka l = 0,1 dan 2. Jika n = 4, maka l = 0,1,2 dan 3

• l = 0               s
• l = 1               p
• l = 2               d
• l = 3               f

3. Bilangan Kuantum Magnetik

• Bilangan bulat yang mempunyai harga - l sampai dengan +l. Jika l sama dengan 0, maka m hanya satu harga, yaitu : 0. Jika l = 1, maka m = -1, 0 dan +1. Jika l = 2, maka m = -2, -1, 0, +1, +2.
• Menunjukkan orbital elektron

4. Bilangan Kuantum Spin

     s = +1/2,    s = -1/2