Konfigurasi Elektron 1152p

BAB I PENDAHULUAN Latar Belakang Latar belakang makalah ini adalah sebagai tugas untuk menjelaskan secara rinci tentang konfigurasi elektron meliputi seejarah, pengertian, notasi, dan lain sebagainya. Rumusan Masalah “Apakah pengertian konfigurasi elektron?” Tujuan Makalah ini disusun dengan tujuan untuk mengetahui lebih lanjut tentang konfigurasi elektron. 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 atomatom tetap bersama.

BAB II PEMBAHASAN Sejarah Niels Bohr adalah orang yang pertama kali (1923) mengajukan bahwa periodisitas pada sifat-sifat unsur kimia dapat dijelaskan oleh struktur elektronik atom tersebut. 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. Walaupun demikian, baik

1

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): 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] and m [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: penyelesaian ini menghasilkan orbital-orbital atom yang dapat kita temukan dalam buku-buku teks kimia. Kajian spektra atom mengijinkan konfigurasi elektron atom untuk dapat ditentukan secara eksperimen, yang pada akhirnya menghasilkan kaidah empiris (dikenal sebagai kaidah Madelung (1936)) untuk urutan orbital atom mana yang terlebih dahulu diisi elektron. Konfigurasi Elektron Dalam fisika atom dan kimia kuantum, konfigurasi elektron adalah susunan elektron-elektron pada sebuah atom, molekul, atau struktur fisik lainnya. 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 oleh fungsi 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 sebuah orbital atom, sehingga elektron hanya akan meloncat dari satu orbital ke orbital yang lainnya hanya jika terdapat kekosongan di dalamnya.

Kelopak dan Subkelopak 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, orbitalorbital 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

3

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, terutama asas larangan Pauli yang menyatakan bahwa tidak ada dua elektron dalam satu atom yang bisa mempunyai nilai yang sama pada keempat bilangan kuantumnya. Notasi 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 (1s2 2s2 2p6 3s2 3p3), 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 "fine". 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. 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: 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. 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. Orbital diisi dengan urutan peningkatan n+l; 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

5

Asas Aufbau dapat diterapkan, dalam bentuk yang dimodifikasi, ke proton dan neutron dalam inti atom. Tabel Periodik Bentuk tabel periodik berhubungan dekat dengan konfigurasi elektron atom unsur-unsur. Sebagai contoh, semua unsur golongan 2 memiliki 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. 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 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. Pada level ini seluruhnya memiliki energi yang sama, sehingga elektron akan menempati tiap orbital satu persatu. B

1s22s22px1

C

1s22s22px12py1

N

1s22s22px12py12pz1 Elektron selanjutnya akan membentuk sebuah pasangan dengan elektron

tunggal yang sebelumnya menempati orbital. O

1s22s22px22py12pz1

F

1s22s22px22py22pz1

Ne

1s22s22px22py22pz2 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 1s22s22p63s23px23py23pz1. Perhatikan bahwa elektron-elektron pada orbital 2p bertumpuk satu sama lain sementara orbital 3p dituliskan secara penuh. Sesungguhnya elektronelektron 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 elektronelektron terdalam dengan menggunakan, sebagai contoh, simbol [Ne]. Di dalam konteks ini, [Ne] berarti konfigurasi elektron dari atom neon -dengan kata lain 1s22s22px22py22pz2. Berdasarkan cara di atas kita dapat menuliskan konfigurasi elektron klor dengan [Ne]3s23px23py23pz1. Periode Ketiga Mulai dari neon, seluruh orbital tingkat kedua telah dipenuhi elekton, selanjutnya kita harus memulai dari natrium pada periode ketiga. Cara

7

pengisiannya sama dengan periode-periode sebelumnya, kecuali adalah sekarang semuanya berlangsung pada periode ketiga. Permulaan Periode Keempat Sampai saat ini belum mengisi orbital tingkat 3 sampai penuh, tingkat 3d belum digunakan. 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. Bukti kuat tentang hal ini ialah bahwa elemen seperti inatrium (1s22s22p63s1) dan kalium (1s22s22p63s23p64s1) memiliki sifat kimia yang mirip. Elektron terluar menentukan sifat dari suatu elemen. Sifat keduanya tidak akan mirip bila konfigurasi electron 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. 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.

d5berarti

d8berarti Perhatikan bentuk pengisian orbital pada level 3, terutama pada pengisian atom 3d setelah 4s. Perhatikan bahwa kromium tidak mengikuti keteraturan yang berlaku. Pada kromium elektron-elektron pada orbital 3d dan 4s ditempati oleh satu elektron. Mn

1s22s22p63s23p63d54s2

(kembali ke keteraturan semula)

Fe

1s22s22p63s23p63d64s2

Co

1s22s22p63s23p63d74s2

Ni

1s22s22p63s23p63d84s2

Cu

1s22s22p63s23p63d104s1

Zn

1s22s22p63s23p63d104s2

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

9

hingga kripton. Sebagai contoh, Brom, memilki konfigurasi elektron 1s22s22p63s23p63d104s24px24py24pz1. 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, dan sebagainya). 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 (walaupun terdapat pendekatan matematika yang dapat dilakukan, seperti metode Hartree-Fock). 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. 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. Pengecualian Kaidah Madelung Lainnya Terdapat beberapa pengecualian kaidah Madelung lainnya untuk unsurunsur 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, 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 cenderung menurunkan energi orbital s terhadap orbital atom lainnya.

BAB III PENUTUP Simpulan

11

Konfigurasi elektron adalah susunan elektron-elektron pada sebuah atom, molekul, atau struktur fisik lainnya. 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 sebuah orbital atom, sehingga elektron hanya akan meloncat dari satu orbital ke orbital yang lainnya hanya jika terdapat kekosongan di dalamnya.

DAFTAR PUSTAKA Taufiq, Agus dan Suryana Purawisastra. 2006. Kimia. Jakarta : PT Widya Utama. http://id.wikipedia.org/wiki/Konfigurasi_elektron

http://www.chem-istry.org/materi_kimia/kimia_kuantum/atom1/konfigurasi-elektron-dalamatom

13