Konfigurasi elektron Teori Atom Bohr

12 M Mari Belajar Kimia SMA-MA Kelas XI IPA JILID 2 a. Asas AufBau Menurut asas AufBau, pada kondisi normal atau pada tingkat dasar, elektron akan menempati orbital yang memiliki energi terendah terlebih dahulu dan diteruskan ke orbital yang memiliki energi lebih tinggi. Untuk memudahkan dalam pengisian elektron diberikan tahap-tahap pengisian elektron dengan menggunakan jembatan ingatan sebagai berikut. n = 1 s n = 2 s p n = 3 s p d n = 4 s p d f n = 5 s p d f n = 6 s p d n = 7 s p Arah anak panah menyatakan urutan pengisian orbital. Dengan demikian urutan pengisian elektron berdasarkan gambar tersebut berurut-urut 1 s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, dan seterusnya. Pengisian elektron harus satu persatu dan setiap orbital hanya boleh diisi oleh maksimal 2 elektron. Bagaimana konfigurasi elektron dari unsur H, He, N, dan Sc? No atom H = 1, He = 2, N = 7, dan Sc = 21 Jawab 1 H : 1 s 1 2 He : 1 s 2 7 N : 1 s 2 2 s 2 2 p 3 21 Sc : 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 d 1 b. Asas larangan Pauli Pauli mengemukakan hipotesisnya yang menyatakan bahwa dalam satu atom tidak mungkin dua elektron mempunyai keempat bilangan kuantum sama. Misal, 2 elektron akan menempati subkulit 1 s. Tiga bilangan kuantum pertama akan mempunyai nilai yang sama n = 1, l = 0, m = 0. Untuk itu bilangan kuantum yang terakhir, yaitu bilangan kuantum spins harus mempunyai nilai berbeda + 1 2 atau – 1 2 . Gambar 1.9 Bagan urutan pengisian elektron ke dalam orbital. Contoh 13 B Bab 1 Struktur Atom dan Bentuk Molekul Dengan kata lain, setiap orbital maksimal hanya dapat terisi 2 elektron dengan arah spin berlawanan. Sebagai contoh, pengisian elektron pada orbital 1 s digambarkan sebagai berikut. Mengapa pada satu orbital hanya dapat ditempati maksimal oleh dua elektron? Karena jika ada elektron ketiga, maka elektron tersebut pasti akan mempunyai spin yang sama dengan salah satu elektron yang terdahulu dan itu akan melanggar asas larangan Pauli dengan demikian tidak dibenarkan. Jumlah elektron maksimal untuk tiap subkulit sama dengan dua kali dari jumlah orbitalnya. Š orbital s maksimal 2 elektron, Š orbital p maksimal 6 elektron, Š orbital d maksimal 10 elektron, dan Š orbital f maksimal 14 elektron, c. Asas Hund Frederick Hund, 1927 dikenal Hund mengatakan bahwa pengisian elektron pada orbital yang setingkat energinya sama dalam satu orbital adalah satu per satu dengan arah spin yang sama sebelum berpasangan. Asas ini dikemukakan berdasarkan penalaran bahwa energi tolak-menolak antara dua elektron akan minimum jika jarak antara elektron berjauhan. Untuk lebih memahaminya, perhatikan gambaran pengisian elektron pada orbital p. Contoh pengisian yang benar. Contoh pengisian yang salah. Untuk penulisan konfigurasi elektron yang mempunyai jumlah elektron besar dapat dilakukan penyederhanaan. Penyederhanaan dilakukan dengan menuliskan simbol dari unsur gas mulia yang mempunyai nomor atom di bawahnya, diikuti dengan penulisan kekurangan jumlah elektron setelah gas mulia tersebut. Tulis konfigurasi elektron dan diagram orbital untuk unsur, nitrogen, klor, kalsium, dan titanium. Gambar diagram orbital untuk masing-masing subkulit terluar. Komunikasikan hasilnya dengan teman kalian. Kegiatan Mandiri Kegiatan Mandiri Orbital p 2 elektron Orbital p 4 elektron Orbital p 2 elektron Orbital p 3 elektron Orbital p 4 elektron Orbital p 5 elektron 14 M Mari Belajar Kimia SMA-MA Kelas XI IPA JILID 2 Perhatikan konfigurasi elektron unsur-unsur dibawah ini. a. 10 Ne : 1 s 2 2 s 2 2 p 6 b. 11 Na : 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 1 c. 18 Ar : 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 d. 20 C a : 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 e. 25 Mn : 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 5 4 s 2 Sederhanakan penulisan konfigurasi elektron tersebut. Jawab Penulisan konfigurasi elektron Na, Ca, dan Mn tersebut dapat disederhanakan menjadi 11 Na : [Ne] 3 s 1 20 C a : [Ar] 4 s 2 25 Mn : [Ar] 4 s 2 3 d 5 d. Penyimpangan konfigurasi elektron Berdasarkan eksperimen, terdapat penyimpangan konfigurasi elektron dalam pengisian elektron. Penyimpangan pengisian elektron ditemui pada elektron yang terdapat pada orbital subkulit d dan f. Penyimpangan pada orbital subkulit d dikarenakan orbital yang setengah penuh d 5 atau penuh d 10 bersifat lebih stabil dibandingkan dengan orbital yang hampir setengah penuh d 4 atau hampir penuh d 8 atau d 9 . Dengan demikian, jika elektron terluar berakhir pada d 4 , d 8 atau d 9 tersebut, maka satu atau semua elektron pada orbital s yang berada pada tingkat energi yang lebih rendah dari d pindah ke orbital subkulit d. Lihat beberapa contoh dalam Tabel 1.4. Tabel 1.4 Penyimpangan pada orbital d. Contoh Teoritis Kenyataan Eksperimen 24 Cr [A r] 4s 2 3d 4 [Ar] 4s 1 3d 5 29 Cu [A r] 4s 2 3d 9 [Ar] 4s 1 3d 10 42 Mo [Kr] 5s 2 4d 4 [Kr] 5s 1 4d 5 47 Ag [Kr] 5s 2 4d 9 [Kr] 5s 1 4d 10 Konfigurasi Ele ktron Unsur Sumber: General Chemistry, Petrucci R. H, Harwood W. S, dan Herring G. F 15 B Bab 1 Struktur Atom dan Bentuk Molekul Pada orbital f, sebagaimana dengan penyimpangan konfigurasi dalam orbital d, maka konfigurasi elektron yang berakhir pada orbital f juga mengalami penyimpangan. Penyimpangan dalam pengisian elektron dalam orbital ini disebabkan oleh tingkat energi orbital saling berdekatan hampir sama. Penyimpangan ini berupa berpindahnya satu atau dua elektron dari orbital f ke orbital d. Lihat beberapa contoh dalam Tabel 1.5 Tabel 1.5 Penyimpangan pada orbital f. e. Penulisan konfigurasi elektron pada ion Penulisan konfigurasi elektron di atas berlaku pada atom netral. Penulisan konfigurasi elektron pada ion yang bermuatan pada dasarnya sama dengan penulisan konfigurasi elektron pada atom netral. Atom bermuatan positif misalnya + x terbentuk karena atom netral melepaskan elektron pada kulit terluarnya sebanyak x, sedangkan ion negatif misalnya – y terbentuk karena menarik elektron sebanyak y. Penulisan konfigurasi elektronnya hanya menambah atau mengurangi elektron yang dilepas atau ditambah sesuai dengan aturan penulisan konfigurasi elektron. Ini berlaku untuk semua unsur yang membentuk ion, termasuk unsur transisi. Perhatikan contoh berikut. Diketahui konfigurasi elektron Al dan Fe sebagai berikut. 12 Al : 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 1 26 Fe : [Ar] 3 d 6 4 s 2 Tuliskan konfigurasi elektron untuk ion Al 3+ dan Fe 2 Contoh Sumber: General Chemistry, Petrucci R. H, Harwood W. S, dan Herring G. F Teoritis Kenyataan Eksperimen 57 La [Xe] 6s 2 4f 1 [Xe] 5d 1 6s 2 64 Gd [Xe] 6s 2 4f 8 [Xe] 4f 7 5d 1 6s 2 89 Ac [Rn] 7s 2 5f 1 [Rn] 6d 1 7s 2 90 Th [Rn] 7s 2 5f 2 [Rn] 6d 2 7s 2 92 U [Rn] 7s 2 5f 4 [Rn] 5f 3 6d 1 7s 2 93 Np [Rn] 7s 2 5f 5 [Rn] 5f 4 6d 1 7s 2 Unsur Konfigurasi Elektron 16 M Mari Belajar Kimia SMA-MA Kelas XI IPA JILID 2 Jawab Š 12 Al : 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 1 Ion Al 3+ : 1 s 2 2 s 2 2 p 6 Š 26 Fe : [Ar] 3 d 6 4 s 2 Atom Fe termasuk unsur transisi dan melepas 2 e – , maka terbentuk ion Fe 2+ dengan konfigurasi elektron [Ar] 3 d 6 . Jadi, konfigurasi ion Al 3+ = 1 s 2 2 s 2 2 p 6 dan Fe 2 = [Ar] 3 d 6 .

4. Hubungan konfigurasi elektron dan sistem periodik

Konfigurasi elektron sangat erat hubungannya dengan sistem periodik unsur. Seperti telah kalian ketahui bahwa sifat-sifat unsur sangat tergantung pada jumlah elektron valensinya. Jika jumlah elektron luar yang mengisi orbital dalam subkulit sama dengan bilangan kuantum utama n, maka atom unsur tersebut pasti terletak pada golongan yang sama selain yang berbentuk ion. Sedangkan nilai n bilangan kuantum utama yang terbesar menunjuk nomor periode unsur tersebut dalam sistem periodik unsur. Misal konfigurasi elektron unsur K sebagai berikut. 19 K : 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 1 . Nilai n terbesar adalah 4, maka K menempati periode 4. Untuk menentukan golongan unsur dalam sistem periodik berdasarkan konfigurasi elektron, perlu dilihat pada jenis dan jumlah elektron terluar yang menempati kulit yang sama. Š Golongan utama Golongan A, pada golongan ini elektron valensi menempati subkulit s atau subkulit s dan p. Š Golongan transisi Golongan B, pada golongan ini elektron valensi menempati subkulit s dan d. Š Untuk lantanida dan aktinida, elektron valensi menempati subkulit s dan f. Tapi jumlahnya tidak menentukan golongan, karena lantanida dan aktinida tidak mempunyai golongan. Jika pengamatan kalian pada kegiatan mandiri benar, maka akan diketahui adanya hubungan antara konfigurasi elektron atom unsur-unsur dengan sistem periodik, baik mengenai golongan maupun periodenya. Sehingga dapat dikatakan bahwa sistem periodik dapat digunakan untuk meramalkan konfigurasi elektron atom unsur-unsur. Elektron valensi adalah elektron yang paling luar. Coba kalian lakukan penulisan konfigurasi elektron unsur tiap-tiap golongan. Amati hasil konfigurasi yang telah kalian buat. Buat kesimpulan yang dapat ditarik dari konfigurasi yang telah kalian buat. Komunikasikan hasilnya dengan teman kalian. Kegiatan Mandiri Kegiatan Mandiri 17 B Bab 1 Struktur Atom dan Bentuk Molekul Pembagian unsur-unsur menurut blok s, p, d, dan f Coba kalian lihat lagi konfigurasi elektron dari unsur-unsur yang telah kalian buat. Adakah kesamaan dalam hal elektron terluar? Berdasarkan kesamaan konfigurasi elektron, terluar dapat dikelompokan unsur-unsur tersebut dalam blok berikut. Š Blok s. Unsur yang mempunyai konfigurasi elektron terluar pada orbital s terletak pada golongan IA dan IIA, kecuali unsur H dan He. Unsur-unsur ini merupakan logam yang reaktif. Misal konfigurasi elektron terluar adalah ns x , maka unsur tersebut terletak pada golongan xA. Š Blok p. Unsur yang mempunyai konfigurasi elektron terluar pada orbital p, terdapat dalam golongan IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA, dan VIII. Golongan unsur-unsur ini meliputi logam, metaloid, dan non logam. Misal konfigurasi elektron terluar adalah np y , maka unsur tersebut terletak pada golongan 2 + yA. Š Blok d. Konfigurasi elektron terluar d terdapat dalam unsur- unsur transisi, yaitu golongan IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB, IB, dan IIB. Misal konfigurasi elektron terluar adalah ns x n dz, maka unsur tersebut terletak pada golongan x + zB. Jika a. x + z = 8, x + z = 9, dan x + z = 10, maka unsur terletak pada golongan VIIIB; b. x + z = 11, maka unsur terletak pada golongan IB; c . x + z = 12, maka unsur terletak pada golongan IIB. Š Blok f. Blok f merupakan golongan unsur lantanida dan aktinida. Golongan ini disebut juga golongan transisi dalam. Gambar 1.10 Pembagian unsur- unsur menurut blok s , p , d , dan f . Sumber: General Chemistry, Principles and Modern Application, Petrucci R. H, Harwood W. S, dan Herring G. F