Konfigurasi Elektron Adalah Susunan Atau Distribusi Elektron.docx

Konfigurasi elektron adalah susunan atau distribusi elektron-elektron pada sebuah atom atau molekul. Susunannya mengikuti aturan khusus. Aturan tersebut antara lain prinsip aufbau, kaidah hund, dan larangan pauli. Menurut hukum mekanika kuantum, untuk sistem yang hanya memiliki satu elektron, elektronnya dapat berpindah dari satu konfigurasi ke konfigurasi lain dalam bentuk foton. Konfigurasi elektron menunjukkan jumlah elektron pada setiap sublevel. Sublevel pertama adalah 1s, kemudian 2s, 2p, 3s, 3p, dan seterusnya. Masing-masing elektron dapat berpindah dengan sendirinya di dalam sebuah orbital. Salah satu contoh konfigurasi elektron adalah atom neon dengan konfigurasi 1s2 2s2 2p6. Pengetahuan tentang konfigurasi elektron di setiap atom sangat berguna untuk memahami struktur tabel periodik. Konsep konfigurasi elektron ini juga berguna untuk menjelaskan konsep ikatan kimia, sifat laser, dan semikonduktor.

1. Kulit dan Subkulit dalam Konfigurasi Elektron Konfigurasi elektron didasari oleh model atom Bohr dan masih digunakan untuk menjabarkan kulit dan subkulit selain pemahaman mekanika kuantum yang lebih kompleks. Sebuah kulit elektron adalah beberapa subkulit yang berbagi bilangan kuantum yang sama yaitu n (nomor sebelum angka dalam sebuah orbital). Sebuah atom dengan kulit ke-ndapat berisi 2n2 elektron. Misalnya, kulit pertama dapat berisi 2 elektron, kulit kedua dapat berisi hingga 8 elektron, dan kulit ketiga 18 elektron. Faktor yang membuatnya selalu genap adalah karena subkulit dapat menjadi dua bergantung pada putaran elektronnya. Setiap orbital dapat dimasuki sampai dua elektron dengan putaran yang berlawanan, satu dengan putaran +1/2 (biasanya dilambangkan dengan tanda panah ke atas) dan satu dengan putaran –1/2 (dilambangkan dengan tanda panah ke bawah). Subkulit adalah sebuah tempat di dalam kulit yang berisi bilangan azimuth yaitu ℓ. Nilai dari ℓ (0, 1, 2, atau 3) sesuai dengan masing-masing label s, p, d, dan f. Jumlah maksimum elektron yang bisa ditempatkan di sebuah subkulit dirumuskan sebagai 2(2ℓ+1). Pada subkulit s maksimum 2, 6 elektron pada subkulit p, 10 pada subkulit d, dan 14 pada subkulit f. Jumlah elektron yang dapat mengisi setiap kulit dan masing-masing subkulit muncul dari perhitungan mekanika kuantum, tertama prinsip larangan Pauli, dimana tidak ada dua elektron di satu atom yang memiliki nilai bilangan kuantum yang sama.

2. Notasi Konfigurasi Elektron Ahli fisika dan ahli kimia menggunakan notasi standar untuk mengetahui konfigurasi elektron dari sebuah atom dan molekul. Untuk atom, notasinya terdiri dari urutan orbital atom (contoh: untuk fospor urutannya adalah 1s, 2s, 2p, 3s, 3p) dengan nomor elektron mengisi masing-masing orbital dalam format superscript. Contoh, hidrogen memiliki satu elektron dalam orbital s kulit pertama, jadi konfigurasinya ditulis 1s1. Litium memiliki dua elektron di subkulit 1s dan satu elektron di subkulit 2s sehingga konfigurasi elektronnya ditulis 1s2 2s1 (dibaca “satu-s-dua, dua-s-satu”). Fosfor dengan nomor atom 15 memiliki konfigurasi elektron 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3. Konfigurasi elektron pada molekul ditulis dengan cara yang sama.

Superscript 1 pada notasi tidak wajib dicantumkan. Umumnya hurup orbital (s, p, d, f) dicetak miring meskipun IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry merekomendasikan huruf normal. Huruf yang dicetak miring saat ini digunakan untuk mewakili salah satu kategori garis spektrum seperti “sharp”, “principal”, “diffuse”, dan “fundamental” (atau “fine”).

2.1. Penyingkatan Konfigurasi Elektron Untuk atom dengan banyak elektron, notasi ini dapat menjadi sangat panjang. Maka dari itu, diperlukan sebuah singkatan untuk mewakili notasi tertentu. Gas mulia (2 He, 10 Ne, 18 Ar, 36 Kr, 54 Xe, dan 86 Rn) bisa digunakan untuk mewakili notasi tertentu. Misalnya fosfor yang salah satu bagian notasinya diwakili oleh neon (1s2 2s2 2p6) sehingga menjadi [Ne] 3s2 3p3. Kaidah ini sangat berguna untuk membantu memahami konfigurasi elektron yang panjang.

2.2. Aturan Penuh Setengah Penuh Sifat ini berhubungan erat dengan hibridisasi elektron. Aturan ini menyatakan bahwa “suatu elektron mempunyai kecenderungan untuk berpindah orbital apabila dapat membentuk susunan elektron yang lebih stabil”. Untuk konfigurasi elektron yang berakhir pada sub kulit d berlaku aturan penuh dan setengah penuh. Contohnya adalah sebagai berikut: 24Cr

= 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 menjadi 24Cr = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5

Dari contoh diatas terlihat apabila 4s diisi 2 elektron maka 3d kurang satu elektron untuk menjadi setengah penuh. Maka elektron dari 4s akan berpindah ke 3d.

2.3. Konfigurasi Elektron Ion Unsur yang mengalami ionisasi akan mengalami perubahan jumlah elektron. Misalnya adalah besi (Fe) yang mempunyai nomor atom 26 dan mempunyai konfigurasi elektron [Ar] 3d64s2. Jika Fe terionisasi menjadi Fe2+, maka elektron Fe berkurang 2 dari jumlah asal. Sehingga konfigurasi Fe2+ adalah [Ar] 3d6. Ingat, jika sebuah atom mengalami ionisasi maka yang berkurang adalah elektron valensi (elektron terluar).

3. Energi dalam Konfigurasi Elektron Energi dikaitkan dengan elektron dalam orbital. Energi dalam sebuah konfigurasi sering mendekati jumlah energi di setiap elektron dengan mengabaikan interaksi antar elektron. Konfigurasi yang memiliki energi terendah disebut keadaan dasar (ground state). Sedangkan konfigurasi lainnya disebut keadaan tereksitasi (excited state). Sebagai contoh, keadaan dasar konfigurasi atom sodium adalah 1s2 2s2 2p6 3s, yang berasal dari prinsip Aufbau. Keadaan tereksitasi pertama diperoleh dengan menukar elektron 3s menjadi 3p sehingga menjadi 1s2 2s2 2p6 3p yang dapat disingkat menjadi level 3p. Atom dapat berpindah dari satu konfigurasi ke konfigurasi lain dengan menyerap atau melepaskan energi.

4. Sejarah Konfigurasi Elektron

Niels Bohr (1923) adalah orang pertama yang mengusulkan bahwa perioditas dalam tabel periodik dapat dijabarkan dengan struktur elektron dalam atom. Usul tersebut didasari oleh model atom Bohr miliknya dimana kulit elektron memiliki orbit dengan jarak tertentu dari nukleus (inti atom). Konfigurasi awal Bohr terlihat aneh dalam ilmu kimia masa kini: misalnya sulfur memiliki konfigurasi 2.4.4.6 sedangkan yang sekarang adalah 1s2 2s2 2p63s2 3p4 (2.8.6). Beberapa tahun kemudian, E. C. Stoner bersama Sommerfield berhasil menjabarkan kulit elektron dan secara tepat memprediksi struktur kulit sulfur adalah 2.8.6. Namun, tidak ada sistem baik milik Bohr maupun Stoner dapat menjabarkan dengan benar perubahan spektrum atom dalam zona magnetik (efek Zeeman). Bohr sangat menyadari kekurangan prinsipnya tersebut. Ia menulis surat untuk temannya Wolfgang Pauli untuk meminta bantuannya untuk menjaga teori kuantumnya (sistem yang kini dikenal sebagai “teori kuantum lama”). Pauli menyadari bahwa efek Zeeman hanya berlaku pada elektron terluar dari atom dan dapat mereproduksi struktur kulit Stoner. Persamaan Schrödinger yang dipublikasikan pada tahun 1926 memberikan tiga dari empat bilangan kuantum sebagai kesimpulan langsung dari penyelesaiannya terhadap atom hidrogen. Penyelesaiannya tersebut merupakan hasil dari orbital atom yang saat ini diajarkan di textbook kimia.

5. Prinsip Aufbau dan dan Aturan Madelung dalam Konfigurasi Elektron Prinsip Aufbau adalah bagian penting dari konsep Bohr tentang konfigurasi elektron. Istilah “Aufbau” merupakan bahasa Jerman yang berarti “konstruksi”. Prinsip tersebut dinyatakan sebagai: Maksimal dua elektron dimasukkan ke dalam orbital untuk meningkatkan energi orbital: energi terendah dalam orbital diisi sebelum elektron ditempatkan di energi tertinggi dalam orbital. Prinsip tersebut bekerja dengan sangat baik (dalam keadaan dasar atom) untuk 18 elemen pertama, kemudian berkurang terhadap 100 elemen berikutnya. Bentuk modern dari prinsip Aufbau menjelaskan urutan energi orbital yang diberikan oleh aturan Madelung. Aturan ini pertama kali dinyatakan oleh Charles Janet pada tahun 1929, kemudian diteliti ulang oleh Erwin Madelung pada tahun 1936, dan diberikan pembenaran teoritis oleh V.M. Klechkowski. Bunyi aturan Madelung adalah sebagai berikut: 1. 2.

Orbital diisi untuk meningkatkan nilai n+l; Dimana dua orbital memiliki nilai n+l yang sama.

Berikut adalah urutan orbital pada konfigurasi elektron: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, (8s, 5g, 6f, 7d, 8p, dan 9s) Supaya lebih mudah diingat, berikut adalah ilustrasinya:

Orbital yang di dalam tanda kurung tidak berisi atom setelah atom dengan nomor atom tertinggi yaitu Uuo = 118. Prinsip Aufbau dapat diaplikasikan untuk memodifikasi susunan proton dan neutron di inti atom bersama dengan model kulit dari fisika nuklir dan kimia nuklir.

6. Hubungan Konfigurasi Elektron dengan Tabel Periodik

Bentuk dari tabel periodik berkaitan dengan konfigurasi elektron masing-masing atom yang terdapat disana. Contohnya, semua golongan ke-2 tabel periodik memiliki konfigurasi elektron [E] ns2 (dimana [E] merupakan konfigurasi gas mulia) dan memiliki kesamaan sifat kimia. Umumnya, perioditas tabel periodik dalam blok tabel periodik bergantung pada jumlah elektron yang diperlukan untuk mengisi subkulit s, p, d, dan f. Kulit elektron terluar sering disebut “elektron valensi” dan menentukan sifat kimia. Harus diingat bahwa kemiripan sifat kimia telah ada lebih dari satu abad sebelum teori konfigurasi elektron. Belum jelas seberapa jauh aturan Madelung menjabarkan (bukan hanya menjelaskan) tabel periodik. Meski beberapa sifat jelas berbeda dengan perbedaan urutan pengisian orbital.

6.1. Menentukan Golongan dan Periode Tabel Periodik Suatu Unsur dengan Konfigurasi Elektron

Konfigurasi elektron juga dapat digunakan untuk menentukan letak suatu unsur pada tabel periodik. Periode suatu unsur sama dengan nomor kulit terbesarnya. Golongan suatu unsur ditentukan dengan menggunakan tabel seperti dibawah.

Bila subkulit terakhirnya pada s atau p maka unsur tersebut termasuk golongan A (utama). Sedangkan bila subkulit terakhirnya pada d maka unsur tersebut termasuk golongan B (transisi). Berikut adalah contoh menentukan golongan dan periode suatu unsur dengan konfigurasi elektron: 24Cr

= 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5

Berdasarkan konfigurasi elektron diatas, maka letak unsur adalah pada golongan VI B periode 4.

7. 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.

7.1. Penyimpangan Konfigurasi Elektron pada Orbital d Penyimpangan pada orbital subkulit d dikarenakan orbital yang setengah penuh (d5) atau penuh (d10) bersifat lebih stabil dibandingkan dengan orbital yang hampir setengah penuh (d4) atau hampir penuh (d8 atau d9). Dengan demikian, jika elektron terluar berakhir pada d4, d8, atau d9, maka satu atau semua elektron pada orbital s pindah ke orbital d. Dibawah ini adalah beberapa contoh penyimpangan orbital d.

7.2. Penyimpangan Konfigurasi Elektron pada Orbital f Pada orbital f, sebagaimana dengan penyimpangan konfigurasi dalam orbital d, maka konfigurasi elektron yang berakhir pada orbital f juga mengalami penyimpangan. Penyimpangan disebabkan oleh tingkat energi orbital saling berdekatan dan hampir sama. Penyimpangan ini berupa berpindahnya satu atau dua elektron dari orbital f ke orbital d. Dibawah ini adalah beberapa contoh penyimpangan orbital f.

8. Konfigurasi Elektron dalam Molekul Dalam molekul, konfigurasi elektronnya semakin rumit. Masing-masing molekul memiliki struktur orbital yang berbeda. Orbital molekul ditandai berdasarkan simetrinya. Misalnya O2 ditulis 1σg2 1σu2 2σg2 2σu2 3σg2 1πu4 1πg2, atau setara dengan 1σg2 1σu2 2σg2 2σu21πu4 3σg2 1πg2. Istilah 1πg2 mewakili dua elektron di dalam dua turunan orbital ke-π* (antibonding). Berdasarkan aturan Hund, elektron tersebut memiliki putaran paralel dalam keadaan dasar, dan dioksigen memiliki momen magnetik (disebut paramagnetik). Penjabaran dari paramagnetisme pada dioksigen adalah penemuan besar dalam teori orbital molekul. Konfigurasi elektron dari molekul poliatomik dapat berubah tanpa penyerapan atau pelepasan foton melalui sambungan bergetar.

8.1. Konfigurasi Elektron dalam Padatan Dalam padatan, elektron menjadi sangat banyak. Elektron tidak menjadi berlainan, dan bercampur secara efektif menjadi rentang kemungkinan keadaan secara berkelanjutan

(disebut pita elektron). Gagasan tentang konfigurasi elektron menjadi tidak relevan dan menghasilkan teori pita.

9. Aplikasi Konfigurasi Elektron Penerapan konfigurasi elektron yang paling luas adalah dalam bidang rasionalisasi sifat kimia, baik dalam kimia organik maupun kimia anorganik. Akibatnya, konfigurasi elektron sepanjang teori orbital molekul menjadi perbandingan modern untuk konsep valensi yang menjelaskan jumlah dan jenis ikatan kimia. Pendekatan lebih lanjut juga diterapkan di kimia komputasi. Dimana digunakan untuk membuat perkiraan kuantitatif terhadap sifat kimia. Selama beberapa tahun, perhitungan mengandalkan perkiraan “kombinasi linear orbital atom” (LCAO), menggunakan basis set orbital atom yang lebih besar dan lebih kompleks sebagai titik awal. Langkah berikutnya adalah menghitung penempatan elektron di antara orbital-orbital molekul dengan menggunakan prinsip Aufbau. Tidak semua metode penghitungan kimia mengandalkan konfigurasi elektron. Misalnya teori tingkat fungsional (DFT). Untuk atom atau molekul dengan lebih dari satu elektron, pergerakan elektron saling berhubungan. Konfigurasi elektron dengan angka yang sangat besar diperlukan untuk menjelaskan semua sistem multielektron, dan tidak ada energi yang dapat dikaitkan dengan satu konfigurasi. Namun, fungsi gelombang elektron biasanya didominasi oleh konfigurasi dalam jumlah yang sangat kecil dan gagasan konfigurasi elektron menjadi sangat esensial untuk sistem multielektron. Penerapan fundamental dari konfigurasi elektron adalah dalam interpretasi terhadap spektrum atom. Dalam kasus ini, diperlukan untuk menambahkan konfigurasi elektron dengan satu atau lebih istilah simbol yang menjelaskan perbedaan tingkat energi yang terdapat dalam sebuah atom. Istilah simbol dapat dikalkulasikan untuk semua konfigurasi elektron, tidak hanya konfigurasi keadaan dasar yang tertulis dalam tabel.

Sumber: 1. Konfigurasi Elektron (http://www.ilmukimia.org/2014/04/konfigurasielektron.html) 2. Konfigurasi Elektron, aturan yang harus dipenuhi (http://www.smansax1edu.com/2014/08/konfigurasi-elektron-aturan-yang-harus.html) 3. Cara Menulis Konfigurasi Elektron (http://guideprof.blogspot.com/2014/10/cara-menulis-konfigurasi-elektron.html) 4. Electron configuration (http://en.wikipedia.org/wiki/Electron_configuration) 5. Konfigurasi elektron (http://id.wikipedia.org/wiki/Konfigurasi_elektron) 6. Konfigurasi Elektron dan Diagram Orbital (http://mediabelajaronline.blogspot.com/2010/09/konfigurasi-elektron-dandiagram.html) 7. Konfigurasi