6
b. Orbital p
Orbital p tersusun dari tiga orbital dengan bilangan kuantum l = 1. Ketiga orbital p tersebut adalah p
x
, p
y
, p
z.
dengan bentuk ruang orbital p seperti dumbbell dengan probabilitas untuk menemukan elektron semakin kecil bila mendekati inti.
2p
x
2p
y
2p
z
Gambar 1.3 Bentuk orbital p
c. Orbital d
Subkulit d tersusun dari lima orbital yang mempunyai bilangan kuantum l = 2. Arah orientasi dari orbital d dapat dibedakan menjadi dua kelompok yaitu:
– mempunyai orientasi di antara sumbu, terdiri dari tiga orbital, yaitu d
xy
, d
xz
, dan d
yz
. –
mempunyai orientasi pada sumbu, terdiri dari 2 orbital, yaitu: d
x 2
–y 2
, dan d
z 2
.
d
xz
d
yz
d
xy
Gambar 1.4 Bentuk orbital d
3. Konfigurasi elektron
Konfigurasi elektron menggambarkan penataansusunan elektron dalam atom.
7
a. Aturan Aufbau
membangun
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 adalah sebagai berikut:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d ....
Gambar 1.5 Diagram urutan pengisian subkulit atom
b. Larangan Pauli Eksklusi Pauli
Tidak boleh terdapat dua elektron dalam satu atom dengan empat bilangan kuantum yang sama. Orbital yang sama akan mempunyai bilangan kuantum n, l,
m
l
yang sama. Yang dapat 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.
1s 2s
3s 2p 4s 3p
5s 4p 3d 6s 5p 4d
7s 6d 5f
Kategori