Teori Atom Modern, Bentuk Orbital, Konfigurasi Elektron, Bilangan Kuantum:blog info

Teori Atom Modern, Bentuk Orbital, Konfigurasi Elektron, Bilangan Kuantum - Hukum-hukum mekanika klasik seperti Hukum Newton dapat menjelaskan materi berukuran makro dengan akurat. Akan tetapi, hukum tersebut tidak mampu menjelaskan gejala yang ditimbulkan oleh materi berukuran mikro, seperti elektron, atom, atau molekul. Materi berukuran mikro hanya dapat dijelaskan dengan teori mekanika kuantum. Teori atom berdasarkan mekanika kuantum dirumuskan oleh Werner Heisenberg dan Erwin Schrodinger. Selain itu, sumbangan pemikiran terhadap teori ini diberikan juga oleh Paul Dirac, Max Born, dan Pauli. Keunggulan teori atom mekanika kuantum dapat menjelaskan materi berskala mikro seperti elektron dalam atom sehingga penyusunan (keberadaan) elektron dalam atom dapat digambarkan melalui penulisan konfigurasi elektron dan diagram orbital. Bagaimanakah menuliskan konfigurasi elektron dan diagram orbital? Bagaimanakah menentukan letak unsur dalam sistem periodik? Anda akan mengetahui jawabannya setelah menyimak bab ini.

A. Teori Atom Modern

Teori atom Bohr cukup berhasil dalam menjelaskan gejala spektrum atom hidrogen, bahkan dapat menentukan jari-jari atom hidrogen dan tingkat energi atom hidrogen pada keadaan dasar berdasarkan postulat momentum sudut elektron. Seiring dengan perkembangan ilmu pengetahuan, ditemukan fakta-fakta baru yang menunjukkan adanya kelemahan pada teori atom Bohr. Oleh karena itu, dikembangkan teori atom mekanika kuantum.

1. Teori Atom Bohr

Sebagaimana telah Anda ketahui, teori atom Bohr didasarkan pada empat postulat sebagai berikut.

a. Elektron-elektron dalam mengelilingi inti atom berada pada tingkat-tingkat energi atau orbit tertentu. Tingkat-tingkat energi ini dilambangkan dengan n=1, n=2, n=3, dan seterusnya. Bilangan bulat ini dinamakan bilangan kuantum (perhatikan Gambar 1.).

Gambar 1. Menurut Bohr, elektron berada pada tingkat energi tertentu. Jika elektron turun ke tingkat energi yang lebih rendah, akan disertai emisi cahaya dengan spketrum yang khas.

b. Selama elektron berada pada tingkat energi tertentu, misalnya n=1, energi elektron tetap. Artinya, tidak ada energi yang diemisikan (dipancarkan) maupun diserap.

c. Elektron dapat beralih dari satu tingkat energi ke tingkat energi lain disertai perubahan energi. Besarnya perubahan energi sesuai dengan persamaan Planck, ΔE=hv.

d. Tingkat energi elektron yang dibolehkan memiliki momentum sudut tertentu. Besar momen tum sudut ini merupakan kelipatan dari h/2p atau nh/2p, n adalah bilangan kuantum dan h tetapan Planck.

a. Peralihan Antar Tingkat Energi

Model atom Bohr dapat menerangkan spektrum atom hidrogen secara memuaskan. Menurut Bohr, cahaya akan diserap atau diemisikan dengan frekuensi tertentu (sesuai persamaan Planck) melalui peralihan elektron dari satu tingkat energi ke tingkat energi yang lain. Jika atom hidrogen menyerap energi dalam bentuk cahaya maka elektron akan beralih ke tingkat energi yang lebih tinggi. Sebaliknya, jika atom hidrogen mengemisikan cahaya maka elektron akan beralih ke tingkat energi yang lebih rendah.

Pada keadaan stabil, atom hidrogen memiliki energi terendah, yakni elektron berada pada tingkat energi dasar (n=1). Jika elektron menghuni n>1, dinamakan keadaan tereksitasi. Keadaan tereksitasi ini tidak stabil dan terjadi jika atom hidrogen menyerap sejumlah energi. Atom hidrogen pada keadaan tereksitasi tidak stabil sehingga energi yang diserap akan diemisikan kembali menghasilkan garis-garis spektrum (perhatikan Gambar 2).

Gambar 2. Lampu hidrogen dialiri listrik hingga menyala. Cahaya dari nyala lampu dilewatkan kepada prisma melalui celah menghasilkan spektrum garis yang dapat dideteksi dengan pelat film.

Kemudian, elektron akan turun ke tingkat energi yang lebih rendah. Nilai energi yang diserap atau diemisikan dalam transisi elektron bergantung pada transisi antartingkat energi elektron.

Persamaannya dirumuskan sebagai berikut :

Keterangan :

ΔE = Energi yang diemisikan atau diserap

R = Tetapan Rydberg (2,178 × 10^–18 J)

n = Bilangan kuantum

Contoh Soal 1 :

Peralihan Tingkat Energi Elektron Menurut Model Atom Bohr

Bagaimanakah peralihan tingkat energi elektron atom hidrogen dan energi yang terlibat pada keadaan dasar ke tingkat energi n=3 dan pada keadaan tereksitasi, dengan n=2 ke keadaan dasar?

Kunci Jawaban :

a. Atom hidrogen pada keadaan dasar memiliki n=1 (n1=1). Jika elektron beralih ke tingkat energi n=3 (n2=3) maka atom hidrogen menyerap energi :

ΔE = 1,936 × 10^–18 J

b. Peralihan tingkat energi dari keadaan tereksitasi (n1=2) ke keadaan dasar (n2=1) akan diemisikan energi (melepas energi) :

ΔE = –1,633 × 10^–18 J

Tanda negatif menyatakan energi dilepaskan.

b. Kelemahan Model Atom Bohr

Gagasan Bohr tentang pergerakan elektron mengitari inti atom seperti sistem tata surya membuat teori atom Bohr mudah dipahami dan dapat diterima pada waktu itu. Akan tetapi, teori atom Bohr memiliki beberapa kelemahan, di antaranya sebagai berikut.

Jika atom ditempatkan dalam medan magnet maka akan terbentuk spektrum emisi yang rumit. Gejala ini disebut efek Zeeman (perhatikan Gambar 3).
Jika atom ditempatkan dalam medan listrik maka akan menghasilkan spektrum halus yang rumit. Gejala ini disebut efek Strack.

Gambar 3. Spektrum atom hidrogen terurai dalam medan magnet (efek Zeeman).

Pakar fisika Jerman, Sommerfeld menyarankan, disamping orbit berbentuk lingkaran juga harus mencakup orbit berbentuk elips. Hasilnya, efek Zeeman dapat dijelaskan dengan model tersebut, tetapi model atom Bohr-Sommerfeld tidak mampu menjelaskan spektrum dari atom berelektron banyak.

Sepuluh tahun setelah teori Bohr lahir, muncul gagasan de Broglie tentang dualisme materi, disusul Heisenberg tentang ketidakpastian posisi dan momentum partikel. Berdasarkan gagasan tersebut dan teori kuantum dari Planck, Schrodinger berhasil meletakkan dasar-dasar teori atom terkini, dinamakan teori atom mekanika kuantum.

2. Teori Atom Mekanika Kuantum

Kegagalan teori atom Bohr dalam menerangkan spektra atom hidrogen dalam medan magnet dan medan listrik, mendorong Erwin Schrodinger mengembangkan teori atom yang didasarkan pada prinsip-prinsip mekanika kuantum. Teori atom mekanika kuantum mirip dengan yang diajukan oleh model atom Bohr, yaitu atom memiliki inti bermuatan positif dikelilingi oleh elektron-elektron bermuatan negatif. Perbedaannya terletak pada posisi elektron dalam mengelilingi inti atom.

Menurut Bohr, keberadaan elektron-elektron dalam mengelilingi inti atom berada dalam orbit dengan jarak tertentu dari inti atom, yang disebut jari-jari atom (perhatikan Gambar 4).

Gambar 4. Menurut Bohr, jarak elektron dari inti atom hidrogen adalah 0,529 Å.

Menurut teori atom mekanika kuantum, posisi elektron dalam mengelilingi inti atom tidak dapat diketahui secara pasti sesuai prinsip ketidakpastian Heisenberg. Oleh karena itu, kebolehjadian (peluang) terbesar ditemukannya elektron berada pada orbit atom tersebut. Dengan kata lain, orbital adalah daerah kebolehjadian terbesar ditemukannya elektron dalam atom.

Menurut model atom mekanika kuantum, gerakan elektron dalam mengelilingi inti atom memiliki sifat dualisme sebagaimana diajukan oleh de Broglie. Oleh karena gerakan elektron dalam mengelilingi inti memiliki sifat seperti gelombang maka persamaan gerak elektron dalam mengelilingi inti harus terkait dengan fungsi gelombang. Dengan kata lain, energi gerak (kinetik) elektron harus diungkapkan dalam bentuk persamaan fungsi gelombang.

Persamaan yang menyatakan gerakan elektron dalam mengelilingi inti atom dihubungkan dengan sifat dualisme materi yang diungkapkan dalam bentuk koordinat Cartesius. Persamaan ini dikenal sebagai persamaan Schrodinger.

Dari persamaan Schrodinger ini dihasilkan tiga bilangan kuantum, yaitu bilangan kuantum utama (n), bilangan kuantum azimut (ℓ), dan bilangan kuantum magnetik(m). Ketiga bilangan kuantum ini merupakan bilangan bulat sederhana yang menunjukkan peluang adanya elektron di sekeliling inti atom. Penyelesaian persamaan Schrodinger menghasilkan tiga bilangan kuantum. Orbital diturunkan dari persamaan Schrodinger sehingga terdapat hubungan antara orbital dan ketiga bilangan kuantum tersebut.

Catatan Kimia :

Prinsip ketidakpastian Heisenberg menyatakan bahwa posisi dan momentum suatu partikel tidak dapat diukur secara bersamaan. Ketika posisi diketahui pasti, momentumnya sudah berubah, demikian juga sebaliknya.

a. Bilangan Kuantum Utama (n)

Bilangan kuantum utama (n) memiliki nilai n = 1, 2, 3, ..., n. Bilangan kuantum ini menyatakan tingkat energi utama elektron dan sebagai ukuran kebolehjadian ditemukannya elektron dari inti atom. Jadi, bilangan kuantum utama serupa dengan tingkat-tingkat energi elektron atau orbit menurut teori atom Bohr. Bilangan kuantum utama merupakan fungsi jarak yang dihitung dari inti atom (sebagai titik nol). Jadi, semakin besar nilai n, semakin jauh jaraknya dari inti.

Oleh karena peluang menemukan elektron dinyatakan dengan orbital maka dapat dikatakan bahwa orbital berada dalam tingkat-tingkat energi sesuai dengan bilangan kuantum utama (n). Pada setiap tingkat energi terdapat satu atau lebih bentuk orbital. Semua bentuk orbital ini membentuk kulit (shell). Kulit adalah kumpulan bentuk orbital dalam bilangan kuantum utama yang sama.

Kulit-kulit ini diberi lambang mulai dari K, L, M, N, ..., dan seterusnya. Hubungan bilangan kuantum utama dengan lambang kulit sebagai berikut. Jumlah orbital dalam setiap kulit sama dengan n2, n adalah bilangan

kuantum utama.

Contoh Soal 2 :

Berapa jumlah orbital pada kulit L?

Kunci Jawaban :

Jumlah orbital dalam kulit L (n=2) adalah 22=4.

b. Bilangan Kuantum Azimut (ℓ)

Bilangan kuantum azimut disebut juga bilangan kuantum momentum sudut, dilambangkan dengan ℓ. Bilangan kuantum azimut menentukan bentuk orbital. Nilai bilangan kuantum azimut adalah ℓ = n–1. Oleh karena nilai n merupakan bilangan bulat dan terkecil sama dengan satu maka harga ℓ juga merupakan deret bilangan bulat 0, 1, 2, …, (n–1). Jadi, untuk n=1 hanya ada satu harga bilangan kuantum azimut, yaitu 0. Berarti, pada kulit K (n=1) hanya terdapat satu bentuk orbital. Untuk n=2 ada dua harga bilangan kuantum azimut, yaitu 0 dan 1. Artinya, pada kulit L (n=2) terdapat dua bentuk orbital, yaitu orbital yang memiliki nilai ℓ=0 dan orbital yang memiliki nilai ℓ=1.

Tabel 1. Bilangan Kuantum Azimut pada Kulit Atom

n	Kulit	ℓ
1.	K	0 (s)
2.	L	0 (s), 1 (p)
3.	M	0 (s), 1(p), 2(d)

Pada pembahasan sebelumnya, dinyatakan bahwa bentuk-bentuk orbital yang memiliki bilangan kuantum utama sama membentuk kulit. Bentuk orbital dengan bilangan kuantum azimut sama dinamakan subkulit. Jadi, bilangan kuantum azimut dapat juga menunjukkan jumlah subkulit dalam setiap kulit. Masing-masing subkulit diberi lambang dengan s, p, d, f, …, dan seterusnya. Hubungan subkulit dengan lambangnya adalah sebagai berikut.

Bilangan kuantum azimut (ℓ)	0	1	2	3	...
Lambang subkulit	s	p	d	f	...

Contoh :

Pada kulit K (n=1), nilai memiliki harga 0 maka pada kulit K hanya ada satu subkulit atau satu bentuk orbital, yaitu orbital s. Pada kulit L (n=2), nilai memiliki harga 0 dan 1 maka pada kulit L ada dua subkulit, yaitu orbital s dan orbital p (jumlahnya lebih dari satu).

Catatan Kimia :

Pada tingkat energi tertentu terdapat daerah dengan peluang terbesar ditemukannya elektron. Daerah ini dinamakan kulit (shell).

• Di dalam kulit terdapat ruang-ruang dengan bentuk tertentu. Bentuk ini dinamakan subkulit.

• Di dalam subkulit terdapat tempat elektron berada. Tempat ini dinamakan orbital.

c. Bilangan Kuantum Magnetik (m)

Bilangan kuantum magnetik disebut juga bilangan kuantum orientasi sebab bilangan kuantum ini menunjukkan orientasi (arah orbital) dalam ruang atau orientasi subkulit dalam kulit. Nilai bilangan kuantum magnetik berupa deret bilangan bulat dari –m melalui nol sampai +m. Untuk ℓ 1, nilai m=0, ±l. Jadi, nilai bilangan kuantum magnetik untuk ℓ=1 adalah –l melalui 0 sampai +l.

Contoh :

Untuk =1, nilai bilangan kuantum magnetik, m=0, ± 1, atau m= –1, 0, +1. Untuk =2, nilai bilangan kuantum magnetik adalah m= 0, ± 1, ± 2, atau m= –2, –1, 0, +1, +2. Subkulit-s (ℓ =0) memiliki harga m=0, artinya subkulit-s hanya memiliki satu buah orbital. Oleh karena m=0, orbital-s tidak memiliki orientasi dalam ruang sehingga bentuk orbital-s dikukuhkan berupa bola yang simetris.

Subkulit-p (ℓ=1) memiliki nilai m= –1, 0, +1. Artinya, subkulit-p memiliki tiga buah orientasi dalam ruang (3 orbital), yaitu orientasi pada sumbu-x dinamakan orbital px, orientasi pada sumbu-y dinamakan orbital py, dan orientasi pada sumbu-z dinamakan orbital pz.

Subkulit-d ( ℓ=2) memiliki harga m= –2, –1, 0, +1, +2. Artinya, subkulit-d memiliki lima buah orientasi dalam ruang (5 orbital), yaitu pada bidang-xy dinamakan orbital d_xy pada bidang-xz dinamakan orbital d_xz pada bidang-yz dinamakan orbital dyz, pada sumbu x²–y² dinamakan orbital d_x²_{− y}², dan orientasi pada sumbu z² dinamakan orbital d_z². Contoh orientasi orbital dapat dilihat pada Gambar 5.

Contoh Soal 3 :

Menentukan Jumlah Orbital

Tentukan nilai n, ℓ, dan m dalam kulit M? Berapakah jumlah orbital dalam kulit tersebut?

Kunci Jawaban :

Kulit M berada pada tingkat energi ke-3 sehingga:

n=3,

ℓ = 0, 1, 2.

Pada ℓ=0, nilai m= 0. Jadi, hanya ada 1 orbital-s

Pada ℓ=1, nilai m= –1, 0, +1. Jadi, ada 3 orbital -p, yakni p_x, p_y, p_z.

Pada ℓ= , nilai m= –2, –1, 0, +1, +2. Jadi, ada 5 orbital-d, yakni d_xy, d_xz, d_yz, d_x²_{− y}², dan d_z².

Jadi, dalam kulit M terdapat 9 orbital. Hal ini sesuai dengan rumus n², yaitu 32= 9.

d. Bilangan Kuantum Spin (s)

Di samping bilangan kuantum n, ℓ, dan m, masih terdapat satu bilangan kuantum lain. Bilangan kuantum ini dinamakan bilangan kuantum spin, dilambangkan dengan s. Bilangan kuantum ini ditemukan dari hasil pengamatan radiasi uap perak yang dilewatkan melalui medan magnet, oleh Otto Stern dan W. Gerlach.

Pada medan magnet, berkas cahaya dari uap atom perak terurai menjadi dua berkas. Satu berkas membelok ke kutub utara magnet dan satu berkas lagi ke kutub selatan magnet (perhatikan Gambar 6).

Gambar 6. Penguraian berkas uap atom perak (percobaan Stern-Gerlach).

Berdasarkan pengamatan tersebut, disimpulkan bahwa atom-atom perak memiliki sifat magnet. Pengamatan terhadap atom-atom unsur lain, seperti atom Li, Na, Cu, dan Au selalu menghasilkan gejala yang serupa. Atom-atom tersebut memiliki jumlah elektron ganjil. Munculnya sifat magnet dari berkas uap atom disebabkan oleh spin atau putaran elektron pada porosnya.

Berdasarkan percobaan Stern-Gerlach, dapat disimpulkan bahwa ada dua macam spin elektron yang berlawanan arah dan saling meniadakan. Pada atom yang jumlah elektronnya ganjil, terdapat sebuah elektron yang spinnya tidak ada yang meniadakan. Akibatnya, atom tersebut memiliki medan magnet.

Spin elektron dinyatakan dengan bilangan kuantum spin. Bilangan kuantum ini memiliki dua harga yang berlawanan tanda, yaitu +1/2 dan – 1/2. Tanda (+) menunjukkan putaran searah jarum jam dan tanda (–) arah sebaliknya (perhatikan Gambar 7). Adapun harga 1/2, menyatakan fraksi elektron.

Gambar 7. Spin elektron dengan arah berlawanan.

B. Bentuk Orbital

Bentuk orbital ditentukan oleh bilangan kuantum azimut. Bilangan kuantum ini diperoleh dari suatu persamaan matematika yang mengandung trigonometri (sinus dan cosinus). Akibatnya, bentuk orbital ditentukan oleh bentuk trigonometri dalam ruang.

1. Orbital-s

Orbital-s memiliki bilangan kuantum azimut, ℓ= 0 dan m= 0. Oleh karena nilai m sesungguhnya suatu tetapan (tidak mengandung trigonometri) maka orbital-s tidak memiliki orientasi dalam ruang sehingga orbital-s ditetapkan berupa bola simetris di sekeliling inti. Permukaan bola menyatakan peluang terbesar ditemukannya elektron dalam orbital-s. Hal ini bukan berarti semua elektron dalam orbital-s berada di permukaan bola, tetapi pada permukaan bola itu peluangnya tertinggi (≈ 99,99%), sisanya boleh jadi tersebar di dalam bola, lihat Gambar 8.

Gambar 8. Peluang keberadaan elektron dalam atom. Peluang terbesar ( ≈ 99,99%) berada pada permukaan bola.

2. Orbital-p

Orbital-p memiliki bilangan kuantum azimut, ℓ 1 dan m= 0, ±l. Oleh karena itu, orbital-p memiliki tiga orientasi dalam ruang sesuai dengan bilangan kuantum magnetiknya. Oleh karena nilai m sesungguhnya mengandung sinus maka bentuk orbital-p menyerupai bentuk sinus dalam ruang, seperti ditunjukkan pada Gambar 9.

Gambar 9. Kumpulan orbital p dengan berbagai orientasi.

Ketiga orbital-p memiliki bentuk yang sama, tetapi berbeda dalam orientasinya. Orbital-p_x memiliki orientasi ruang pada sumbu-x, orbital-p_ymemiliki orientasi pada sumbu-y, dan orbital-p_z memiliki orientasi pada sumbu-z. Makna dari bentuk orbital-p adalah peluang terbesar ditemukannya elektron dalam ruang berada di sekitar sumbu x, y, dan z. Adapun pada bidang xy, xz, dan yz, peluangnya terkecil.

3. Orbital-d

Orbital-d memiliki bilangan kuantum azimut ℓ = 2 dan m = 0, ±1, ±2. Akibatnya, terdapat lima orbital-d yang melibatkan sumbu dan bidang, sesuai dengan jumlah bilangan kuantum magnetiknya. Orbital-d terdiri atas orbital-d_z², orbital-d_xz , orbital-d_xy, orbital-d_yz, dan orbital-d_x²_{− y}² (perhatikan Gambar 10).

Gambar 10. Kumpulan orbital d dengan berbagai orientasi.

Orbital -d_xy, d_xz, d_yz, dan d_x²_{− y}²memiliki bentuk yang sama, tetapi orientasi dalam ruang berbeda. Orientasi orbital-d_xy berada dalam bidang xy, demikian juga orientasi orbital-orbital lainnya sesuai dengan tandanya. Orbital d_x²_{− y}² memiliki orientasi pada sumbu x dan sumbu y. Adapun orbital d_z² memiliki bentuk berbeda dari keempat orbital yang lain.

Orientasi orbital ini berada pada sumbu z dan terdapat “donat” kecil pada bidang-xy. Makna dari orbital-d adalah, pada daerah-daerah sesuai tanda dalam orbital (xy, xz, yz, x²–y², z² menunjukkan peluang terbesar ditemukannya elektron, sedangkan pada simpul-simpul di luar bidang memiliki peluang paling kecil.

Bentuk orbital-f dan yang lebih tinggi dapat dihitung secara matematika, tetapi sukar untuk digambarkan atau diungkapkan kebolehjadiannya sebagaimana orbital-s, p, dan d.

Kesimpulan umum dari hasil penyelesaian persamaan Schrodinger dapat dirangkum sebagai berikut.

Setiap orbital dicirikan oleh tiga bilangan kuantum n, ℓ, dan m yang memiliki ukuran, bentuk, dan orientasi tertentu dalam ruang kebolehjadian. Elektron-elektron yang menghuni orbital memiliki spin berlawanan sesuai temuan Stern-Gerlach. Secara lengkap, peluang keberadaan elektron dalam atom dapat Anda lihat pada Tabel 2.

Tabel 2. Bilangan Kuantum dan Orbital Atom

n	ℓ	m	Orbital	s	Jumlah Maksimum Elektron
1	0	0	1s		2	2
2	0	0	2s		2	8
2	1	–1, 0, +1	2p		6	8
3	0	0	3s		2	18
	1	–1, 0, +1	3p		6
	2	–2, –1, 0, +1, +2	3d		10
4	0	0	4s		2	32
	1	–1, 0, +1	4p		6
	2	–2, –1, 0, +1, +2	4d		10
	3	–3, –2, –1, 0, +1, +2, +3	4f		14

Contoh Soal 3 :

Nomor atom S=16. Jadi, konfigurasi ion sulfida, S^2– adalah ....

A. 1s²2s²2p⁶3s²3p²

B. 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴

C. 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶

D. 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴3d²

E. 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴4s²

Kunci Jawaban :

Konfigurasi elektron ₁₆S = 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴ ion S^2- adalah atom S yang telah memperoleh 2 elektron. Elektron tambahan ini akan mengisi orbital dengan tingkat energi terendah yaitu 3p. Jadi, konfigurasi elekron ₁₆S = 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶(C)

Contoh Soal 4 :

Menentukan Bilangan Kuantum Di antara set bilangan kuantum berikut, manakah set bilangan kuantum yang diizinkan?

a. n= 4, ℓ= 4, m= +3, s= +1/2

b. n= 3, ℓ= 2, m= –3, s= –1/2

c. n= 1, ℓ= 0, m= 0, s= +1/2

Kunci Jawaban :

a. Terlarang sebab untuk n = 4 maka nilai ℓ yang dibolehkan adalah n – 1 atau ℓ = 3.

b. Terlarang sebab untuk ℓ = 2 maka nilai m yang mungkin adalah –2, –1, 0, +1, +2.

c. Diizinkan sebab untuk n = 1 maka nilai ℓ = 0.

C. Konfigurasi Elektron Atom Polielektron

Persamaan Schrodinger hanya dapat diterapkan secara eksak untuk atom berelektron tunggal seperti hidrogen, sedangkan pada atom berelektron banyak tidak dapat diselesaikan. Kesulitan utama pada atom berelektron banyak adalah bertambahnya jumlah elektron sehingga menimbulkan tarik-menarik antara elektron-inti dan tolak-menolak antara elektron-elektron semakin rumit. Oleh karena itu, untuk atom berlektron banyak digunakan metode pendekatan berdasarkan hasil penelitian dan teori para ahli.

1. Tingkat Energi Orbital

Pada atom berelektron banyak, setiap orbital ditandai oleh bilangan kuantum n, ℓ, m, dan s. Bilangan kuantum ini memiliki arti sama dengan yang dibahas sebelumnya. Perbedaannya terletak pada jarak orbital dari inti. Pada atom hidrogen, setiap orbital dengan nilai bilangan kuantum utama sama memiliki tingkat-tingkat energi sama atau terdegenerasi. Misalnya, orbital 2s dan 2p memiliki tingkat energi yang sama. Demikian pula untuk orbital 3s, 3p, dan 3d.

Pada atom berelektron banyak, orbital-orbital dengan nilai bilangan kuantum utama sama memiliki tingkat energi yang sedikit berbeda. Misalnya, orbital 2s dan 2p memiliki tingkat energi berbeda, yaitu energi orbital 2p lebih tinggi. Perbedaan tingkat energi elektron pada atom hidrogen dan atom berelektron banyak ditunjukkan pada Gambar 11.

Gambar 11. Diagram tingkat energi orbital (a) Atom hidrogen. Tingkat energi orbital atom mengalami degenerasi. (b) Atom berelektron banyak

Perbedaan tingkat energi ini disebabkan oleh elektron yang berada pada kulit dalam menghalangi elektron-elektron pada kulit bagian luar. Sebagai contoh, elektron pada orbital 1s akan tolak-menolak dengan elektron pada orbital-2s dan 2p sehingga orbital-2s dan 2p tidak lagi sejajar (terdegenerasi) seperti pada atom hidrogen. Hal ini menyebabkan elektron-elektron dalam orbital-2s memiliki peluang lebih besar ditemukan di dekat inti daripada orbital-2p (orbital-2s lebih dekat dengan inti).

Catatan Kimia :

Hasil penyelesaian persamaan Schrodinger pada atom hidrogen menunjukkan orbital-orbital yang terdegenerasi (orbital dalam kulit yang sama memiliki energi yang sama).

2. Distribusi Elektron dalam Atom

Kulit terdiri atas subkulit yang berisi orbital-orbital dengan bilangan kuantum utama yang sama. Jumlah orbital dalam setiap kulit dinyatakan dengan rumus n2 dan jumlah maksimum elektron yang dapat menempati setiap kulit dinyatakan dengan rumus 2n2.

Contoh Soal 5 :

Berapa jumlah orbital dan jumlah maksimum elektron dalam kulit M?

Kunci Jawaban :

Kulit M memiliki bilangan kuantum, n = 3 maka jumlah orbital dalam kulit M adalah 32 = 9 orbital dan jumlah maksimum elektronnya sebanyak 2(3)2 = 18 elektron

Subkulit terdiri atas orbital-orbital yang memiliki bilangan kuantum azimut yang sama. Jumlah orbital, dalam setiap subkulit dinyatakan dengan rumus (2ℓ + 1). Oleh karena setiap orbital maksimum dihuni oleh dua elektron maka jumlah elektron dalam setiap subkulit dinyatakan dengan rumus 2(2ℓ + 1).

Contoh Soal 6 :

Berapa jumlah orbital dalam subkulit-p dan berapa jumlah elektron dalam subkulit itu?

Kunci Jawaban :

Sub kulit p memiliki harga = 1 maka jumlah orbitalnya sama dengan {2(1) + 1} = 3 orbital. Sebaran elektron dalam subkulit-p adalah 2{2(1) + 1} = 6 elektron.

Catatan :

Pada atom-atom berelektron banyak, orbital dalam kulit yang sama tidak mengalami degenerasi.

Bagaimana sebaran orbital dan sebaran elektron dalam setiap tingkat energi? Untuk mengetahui masalah ini, simak contoh soal berikut.

Contoh Soal 7 :

Menentukan Sebaran Elektron dalam Kulit

Berapa jumlah orbital dan jumlah maksimum elektron yang menghuni tingkat energi ke-3 (kulit M)? Bagaimana sebaran orbital dalam setiap subkulit dan sebaran elektronnya pada tingkat energi itu?

Kunci Jawaban :

a. Jumlah orbital pada kulit M (n= 3) dihitung dengan rumus n2. Jadi, pada kulit M ada 9 orbital.

b. Jumlah maksimum elektron yang dapat menghuni kulit M sebanyak 2n² = 18 elektron.

c. Sebaran orbital dalam setiap subkulit pada n= 3 dihitung dari rumus (2ℓ + 1).

Untuk n= 3, nilai ℓ= n–1 = 0, 1, 2. Oleh karena ada 3 subkulit, sebaran orbital dalam tiap subkulit adalah sebagai berikut.

[2(0) + 1)] = 1

[2(1) + 1)] = 3

[2(2) + 1)] = 5

Pada subkulit s (ℓ=0) terdapat 1 orbital-s

Pada subkulit p (ℓ=1) terdapat 3 orbital-p

Pada subkulit d (ℓ=2) terdapat 5 orbital-d

d. Sebaran elektron yang menghuni tiap-tiap subkulit ditentukan dari rumus 2(2 ℓ + 1), yaitu :

2(2(0) + 1) = 2 elektron

2(2(1) + 1) = 6 elektron

2(2(2) + 1) = 10 elektron

Jadi, orbital-s (ℓ = 0) maksimum ditempati oleh 2 elektron,

orbital-p (ℓ = 1) maksimum ditempati oleh 6 elektron, dan

orbital-d (ℓ = 2) maksimum ditempati oleh 10 elektron.

3. Aturan dalam Konfigurasi Elektron

Penulisan konfigurasi elektron untuk atom berelektron banyak didasarkan pada aturan aufbau, aturan Hund, dan prinsip larangan Pauli. Untuk menentukan jumlah elektron dalam atom, perlu diketahui nomor atom unsur bersangkutan.

a. Aturan Membangun (Aufbau)

Aturan pengisian elektron ke dalam orbital-orbital dikenal dengan prinsip Aufbau (bahasa Jerman, artinya membangun). Menurut aturan ini, elektron dalam atom harus memiliki energi terendah, artinya elektron harus terlebih dahulu menghuni orbital dengan energi terendah (lihat diagram tingkat energi orbital pada Gambar 12).

Gambar 12. Diagram tingkat energi orbital.

Tingkat energi elektron ditentukan oleh bilangan kuantum utama. Bilangan kuantum utama dengan n = 1 merupakan tingkat energi paling rendah, kemudian meningkat ke tingkat energi yang lebih tinggi, yaitu n = 2, n = 3, dan seterusnya. Jadi, urutan kenaikan tingkat energi elektron adalah (n = 1) < (n = 2) < (n =3) < … < (n = n).

Setelah tingkat energi elektron diurutkan berdasarkan bilangan kuantum utama, kemudian diurutkan lagi berdasarkan bilangan kuantum azimut sebab orbital-orbital dalam atom berelektron banyak tidak terdegenerasi. Berdasarkan bilangan kuantum azimut, tingkat energi terendah adalah orbital dengan bilangan kuantum azimut terkecil atau ℓ= 0. Jadi, urutan tingkat energinya adalah s < p < d < f < [ ℓ = (n–1)].

Terdapat aturan tambahan, yaitu aturan (n+ℓ). Menurut aturan ini, untuk nilai (n+ℓ) sama, orbital yang memiliki energi lebih rendah adalah orbital dengan bilangan kuantum utama lebih kecil, contoh: 2p (2+1 = 3) < 3s (3+0 =3), 3p (3+1 = 4) < 4s (4+0 =4), dan seterusnya. Jika nilai (n+ℓ) berbeda maka orbital yang memiliki energi lebih rendah adalah orbital dengan jumlah (n+ℓ) lebih kecil, contoh: 4s (4+0 = 4) < 3d (3+2 =5).

Dengan mengacu pada aturan aufbau maka urutan kenaikan tingkat energi elektron-elektron dalam orbital adalah sebagai berikut. 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < …

b. Aturan Hund

Aturan Hund disusun berdasarkan data spektroskopi atom. Aturan ini menyatakan sebagai berikut.

Pengisian elektron ke dalam orbital-orbital yang tingkat energinya sama, misalnya ketiga orbital-p atau kelima orbital-d. Oleh karena itu, elektron-elektron tidak berpasangan sebelum semua orbital dihuni.
Elektron-elektron yang menghuni orbital-orbital dengan tingkat energi sama, misalnya orbital p_z, p_x, p_y Oleh karena itu, energi paling rendah dicapai jika spin elektron searah.

c. Prinsip Larangan Pauli

Menurut Wolfgang Pauli, elektron-elektron tidak boleh memiliki empat bilangan kuantum yang sama. Aturan ini disebut Prinsip larangan Pauli. Makna dari larangan Pauli adalah jika elektron-elektron memiliki ketiga bilangan kuantum (n, ℓ, m) sama maka elektron-elektron tersebut tidak boleh berada dalam orbital yang sama pada waktu bersamaan.

Akibatnya, setiap orbital hanya dapat dihuni maksimum dua elektron dan arah spinnya harus berlawanan. Sebagai konsekuensi dari larangan Pauli maka jumlah elektron yang dapat menghuni subkulit s, p, d, f, …, dan seterusnya berturut-turut adalah 2, 6, 10, 14, ..., dan seterusnya. Hal ini sesuai dengan rumus: 2(2 ℓ + 1).

Tokoh :

Wolfgang Pauli

(1900–1958)

Pauli adalah seorang ahli teori. Menggunakan hasil observasi ilmuwan lain, dia menemukan spin elektron dan mengemukakan asas larangan Pauli. Hal ini membawanya memenangkan hadiah Nobel di bidang Fisika pada 1945. Lahir pada 1900, Pauli hidup sampai pada 1958 dan membuat penemuan terkenal pada usia 25 tahun. (Sumber:Chemistry The Molecular Science, 1997.)

4. Penulisan Konfigurasi Elektron

Untuk menuliskan konfigurasi elektron, bayangkan bahwa inti atom memiliki tingkat-tingkat energi, dan setiap tingkat energi memiliki orbital-orbital yang masih kosong. Kemudian, elektron-elektron ditempatkan pada orbital-orbital sesuai dengan urutan tingkat energinya (aturan Aufbau), dan tingkat energi paling rendah diisi terlebih dahulu.

Pengisian orbital dengan tingkat energi sama, seperti p_x, p_y, p_z diusahakan tidak berpasangan sesuai aturan Hund, tempatnya boleh di mana saja, p_x, p_y, atau p_z. Jika setelah masing-masing orbital dihuni oleh satu elektron masih ada elektron lain maka elektron ditambahkan untuk membentuk pasangan dengan spin berlawanan. Dalam setiap orbital maksimum dihuni oleh dua elektron, sesuai aturan Pauli (perhatikan Gambar 13).

Gambar 13. Penulisan konfigurasi elektron menurut aturan Hund.

Penulisan konfigurasi elektron dapat diringkas sebab dalam kimia yang penting adalah konfigurasi elektron pada kulit terluar atau elektron valensi. Contoh konfigurasi elektron atom natrium dapat ditulis sebagai: 11Na: [Ne] 3s1. Lambang [Ne] menggantikan penulisan konfigurasi elektron bagian dalam (10Ne: 1s2 2s2 2p6).

Catatan Kimia :

n	ℓ	m	s
		-1
2	1	0
		+2

Jika dua elektron menghuni orbital, misalnya 2p_x² (n, ℓ m sama), bilangan kuantum spinnya harus berbeda, yakni +1/2 atau –1/2. Secara visual dapat digambarkan sebagai anak panah yang berlawanan.

Contoh Soal 8 :

Penulisan Konfigurasi Elektron Poliatomik

Tuliskan konfigurasi elektron (biasa dan ringkas) atom periode ke-3 (₁₁Na, ₁₂Mg, ₁₃Al, ₁₄Si, ₁₅P, ₁₆S, ₁₇Cl)?

Kunci Jawaban :

Prinsip aufbau: elektron harus menghuni orbital atom dengan energi terendah dulu, yaitu 1s 2s 2p 3s 3p 4s … dan seterusnya. Prinsip Pauli: setiap orbital maksimum dihuni oleh dua elektron dengan spin berlawanan. Prinsip Hund: pengisian elektron dalam orbital yang tingkat energinya sama, tidak berpasangan dulu sebelum semua orbital dihuni dulu.

Dengan demikian, konfigurasi elektron atom poliatomik dapat dituliskan sebagai berikut.

₁₁Na = 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹	₁₁Na = [Ne] 3s¹
₁₂Mg = 1s² 2s² 2 p⁶ 3s²	₁₂Mg = [Ne] 3s²
₁₃Al = 1s² 2s² 2 p⁶ 3s² 3p¹	₁₃Al = [Ne] 3s² 3p¹
₁₄Si = 1s² 2s² 2 p⁶ 3s² 3p²	₁₄Si = [Ne] 3s²3p²
₁₅P = 1s² 2s² 2 p⁶ 3s² 3p³	₁₅P = [Ne] 3s2 3p³
₁₆S = 1s² 2s² 2 p⁶ 3s² 3p⁴	₁₆S = [Ne] 3s2 3p⁴
₁₇Cl = 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵	₁₇Cl = [Ne] 3s2 3p⁵

Beberapa konfigurasi elektron atom dengan nomor atom 1 sampai nomor atom 20 ditunjukkan pada tabel berikut.

Tabel 3. Beberapa Konfigurasi Elektron (Z=1–20)

Z	Unsur	Konfigurasi	Z	Unsur	Konfigurasi
1.	H	1s¹	11.	Na	1s² 2s² 2p⁶ 3s¹
2.	He	1s²	12.	Mg	1s² 2s² 2p⁶ 3s²
3.	Li	1s² 2s¹	13.	Al	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹
4.	Be	1s² 2s²	14.	Si	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p²
5.	B	1s² 2s² 2p¹	15.	P	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³
6.	C	1s² 2s² 2p²	16.	S	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴
7.	N	1s² 2s² 2p³	17.	Cl	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵
8.	O	1s² 2s² 2p⁴	18.	Ar	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶
9.	F	1s² 2s² 2p⁵	19.	K	[Ar] 4s¹
10.	Ne	1s² 2s² 2p⁶	20	Ca	[Ar] 4s²

a. Konfigurasi Elektron dan Bilangan Kuantum

Berdasarkan konfigurasi elektron, Anda dapat menentukan bilangan kuantum suatu elektron. Contoh: atom oksigen memiliki 8 elektron, konfigurasi elektron atom oksigen adalah ₈O: 1s² 2s² 2p⁴ atau diuraikan sebagai berikut.

1) 1s² 2s² 2p_x²2p_y¹ 2p_z¹;

2) 1s² 2s² 2p_x¹2p_y² 2p_z¹;

3) 1s² 2s² 2p_x¹2p_y¹ 2p_z².

Ketiga penulisan konfigurasi tersebut benar sebab atom terakhir dapat berpasangan di mana saja dalam orbital 2p. Mengapa? Pada subkulit p, terdapat tiga orbital dengan tingkat energi sama (px= py = pz) sehingga kita tidak dapat menentukan secara pasti pada orbital mana elektron berpasangan. Dengan kata lain, kebolehjadian pasangan elektron dalam ketiga orbital-p adalah sama.

Akibat dari peluang yang sama dalam menemukan elektron pada suatu orbital maka Anda tidak dapat menentukan bilangan kuantum magnetiknya. Pada contoh tersebut, elektron terakhir dari atom oksigen memiliki bilangan kuantum sebagai berikut.

Bilangan kuantum utama, n= 2
Bilangan kuantum azimut, ℓ = 1
Bilangan kuantum spin, s= –1/2
Bilangan kuantum magnetik, m= –1, +1, atau 0? (tidak pasti, semua orbital memiliki peluang yang sama untuk dihuni).

Dengan demikian, pada kasus atom oksigen terdapat ketidakpastian dalam bilangan kuantum magnetik atau momentum sudut. Kasus tersebut benar-benar membuktikan bahwa keberadaan elektron-elektron di dalam atom tidak dapat diketahui secara pasti, yang paling mungkin hanyalah peluang menemukan elektron pada daerah tertentu di dalam ruang, sedangkan posisi pastinya tidak dapat diketahui.

Contoh Soal 9 :

Ketidakpastian Momentum Elektron dalam Atom

Tuliskan konfigurasi elektron dari atom 12Mg. Tentukan bilangan kuantum elektron terakhirnya dan bilangan kuantum manakah yang tidak pasti?

Kunci Jawaban :

₁₂Mg= [Ne] 3s²

Elektron terakhir menghuni orbital 3s. Jadi, bilangan kuantumnya adalah bilangan kuantum utama (n = 3), bilangan kuatum azimut ( 􀁁 = 0), bilangan kuantum magnetik (m = 0), dan bilangan kuantum spin (s = +1/2atau –1/2) ?

Anda tidak akan pernah tahu secara pasti elektron mana yang terakhir, apakah yang memiliki spin ke atas atau ke bawah. Jadi, dalam hal ini ada ketidakpastian dalam momentum spin.

b. Kestabilan Konfigurasi Elektron

Berdasarkan pengamatan, orbital yang terisi penuh dan terisi setengah penuh menunjukkan kondisi yang relatif stabil, terutama bagi atom unsur-unsur gas mulia dan unsur-unsur transisi.

Contoh :

Atom-atom unsur gas mulia relatif stabil disebabkan orbital kulit valensinya terisi penuh oleh elektron.

₂He : 1s²

₁₀Ne : 1s² 2s² 2p⁶

₁₈Ar : 1s² 2s² 2p⁶ 3s²3p⁶

₃₆Kr : 1^s2 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶4s² 3d¹⁰ 4p⁶

Hasil pengamatan menunjukkan bahwa unsur-unsur dengan orbital kulit valensi terisi setengah penuh relatif stabil.

Contoh :

Konfigurasi elektron atom 24Cr dapat ditulis sebagai berikut:

(a) ₂₄Cr : [Ar] 3d⁵ 4s¹ lebih stabil.

(b) ₂₄Cr : [Ar] 3d⁴ 4s²

Menurut data empirik, konfigurasi elektron pertama (a) relatif lebih stabil daripada konfigurasi elektron kedua (b), mengapa? Pada konfigurasi elektron (a), orbital 3d terisi lima elektron dan orbital 4s terisi satu elektron, keduanya setengah penuh. Pada konfigurasi elektron (b), walaupun orbital 4s terisi penuh, tetapi orbital 3d tidak terisi setengah penuh sehingga kurang stabil.

c. Konfigurasi Elektron Unsur-Unsur Transisi

Pada diagram tingkat energi orbital, orbital 4s memiliki energi lebih rendah daripada orbital 3d. Akibatnya, dalam konfigurasi elektron unsurunsur utama orbital 4s dihuni terlebih dahulu. Pada unsur-unsur transisi pertama, elektron kulit terluar menghuni orbital-d dan orbital-s, yakni ns (n–1)d. Jika mengikuti aturan tersebut, orbital ns dihuni terlebih dahulu baru menghuni orbital (n–1)d. Apakah konfigurasi elektron untuk unsur-unsur transisi seperti itu? Jika demikian, elektron akan mudah lepas ketika unsur transisi membentuk kation (bersenyawa) berasal dari orbital (n–1)d.

Berdasarkan data empirik, diketahui bahwa semua unsur transisi ketika membentuk kation melepaskan elektron valensi dari orbital ns. Jika muatan kation yang dibentuknya lebih tinggi maka elektron dari orbital (n–1)d dilepaskan. Data berikut ini artinya, elektron terluar berasal dari orbital ns.

Fakta empirik:

Mangan dapat membentuk kation Mn²⁺(MnCl₂) dan Mn⁷⁺ (KMnO₄)
Besi dapat membentuk kation Fe²⁺ (FeSO₄) dan Fe³⁺ (FeCl₃)
Tembaga dapat membentuk kation Cu⁺ (CuCl) dan Cu²⁺ (CuSO₄).

Konfigurasi elektronnya:

₂₅Mn : [Ar] 3d⁵4s²
₂₆Fe : [Ar] 3d⁶4s²
₂₉Cu : [Ar] 3d¹⁰ 4s¹

Jika fakta empirik dan konfigurasi elektronnya dihubungkan maka Anda dapat mengatakan Mn²⁺ dibentuk melalui pelepasan 2 elektron dari orbital 4s. Ion Fe²⁺ dibentuk dengan melepaskan 2 elektron dari orbital 4s, demikian juga ion Cu⁺ Bagaimana menjelaskan data empirik ini? Berdasarkan hasil perhitungan dan pengukuran, energi orbital dapat disimpulkan sebagai berikut.

Unsur-unsur ringan dengan nomor atom 1 (H) sampai dengan 20 (Ca) memiliki konfigurasi elektron sebagaimana uraian tersebut.
Untuk unsur-unsur berat dengan nomor atom 21 ke atas, terjadi transisi energi orbital.

Apa yang dimaksud transisi energi orbital? Setelah orbital 4s terisi penuh (atom 20Ca) maka elektron mulai mengisi orbital 3d (₂₁Sc – ₃₀Zn). Dalam keadaan tidak terhuni, orbital 3d memiliki energi lebih tinggi dari 4s. Akan tetapi, ketika orbital 3d terhuni elektron maka energi orbital 3d turun drastis dan mencapai kestabilan dengan energi yang lebih rendah daripada orbital 4s. Dengan demikian, mudah dipahami bahwa orbital paling luar dari kulit valensi adalah orbital ns, bukan orbital (n-1)d. Gejala ini berlaku untuk semua atom-atom unsur dengan nomor atom di atas 20.

Catatan Kimia :

Nyatakah Orbital Itu?

Orbital adalah fungsi gelombang yang tidak bisa langsung diamati. Jadi, apakah orbital hanya model teori tanpa bentuk fisik yang nyata? Penelitian akan hal ini dilakukan para ilmuwan di Arizona State University (ASU) pada 1999. Para ilmuwan ini mempelajari ikatan dalam senyawa tembaga(I) oksida Cu₂O pada fasa padat. Konfigurasi elektron ion Cu⁺ adalah [Ar] 3d¹⁰ Para ilmuwan ASU mengukur kerapatan elektron dari senyawa Cu₂O dengan menggunakan teknik difraksi elektron dan difraksi sinar-X. Hasilnya, mereka memperoleh peta kerapatan elektron yang berbentuk orbital 3d_z² Dari penelitian tersebut, terjawablah keberadaan orbital 3d_z². Jadi, orbital itu nyata.

Apa yang dimaksud transisi energi orbital? Setelah orbital 4s terisi penuh (atom ₂₀Ca maka elektron mulai mengisi orbital 3d (₂₁Sc – ₃₀Zn). Dalam keadaan tidak terhuni, orbital 3d memiliki energi lebih tinggi dari 4s. Akan tetapi, ketika orbital 3d terhuni elektron maka energi orbital 3d turun drastis dan mencapai kestabilan dengan energi yang lebih rendah daripada orbital 4s. Dengan demikian, mudah dipahami bahwa orbital paling luar dari kulit valensi adalah orbital ns, bukan orbital (n-1)d. Gejala ini berlaku untuk semua atom-atom unsur dengan nomor atom di atas 20.

Contoh Soal 10 :

Konfigurasi Elektron Unsur Transisi

Tuliskan konfigurasi elektron enam unsur transisi pertama.

Kunci Jawaban :

₂₁Sc = [Ar] 3d¹4s²

₂₄Cr = [Ar] 3d⁵ 4s¹

₂₂Ti = [Ar] 3d² 4s²

₂₅Mn = [Ar] 3d⁵ 4s²

₂₃V = [Ar] 3d³ 4s²

₂₆Fe = [Ar] 3d⁶ 4s²

Contoh Soal 11 :

Konfigurasi Elektron Unsur Transisi

Manakah konfigurasi elektron yang benar dari Ag?

(a) ₄₇Ag = [Kr] 4d¹⁰ 5s¹

(b) ₄₇Ag = [Kr] 4d⁹5s²

Kunci Jawaban :

Jawaban yang tepat adalah (a) sebab orbital 4d lebih rendah dari 5s dan orbital setengah penuh lebih stabil.

Contoh Soal 12 :

Cu=29, K=19, Ti=22, dan Zn=30. Ion-ion di bawah ini memiliki elektron berpasangan, kecuali...

A. Ca²⁺ D. Ti⁴⁺

B. Cu⁺ E. Zn²⁺

C. Cu²⁺

Kunci Jawaban :

Konfigurasi elektron ₂₉Cu= [Ar] 4s¹ 3d¹⁰

Konfigurasi elektron ₂₉Cu²⁺= [Ar] 3d⁹

Dalam ion Cu²⁺ terdapat satu buah elektron yang tidak berpasangan. Jadi, jawabannya (C)

D. Tabel Periodik Unsur-Unsur

Di Kelas X, Anda telah belajar sistem periodik modern. Pada sistem periodik modern, penyusunan unsur-unsur didasarkan pada kenaikan nomor atom. Pada atom netral, nomor atom menyatakan jumlah elektron sehingga ada hubungan antara penyusunan unsur-unsur dan konfigurasi elektron.

1. Konfigurasi Elektron dan Sifat Periodik

Anda sudah mengetahui bahwa dalam golongan yang sama, unsurunsur memiliki sifat yang mirip. Kemiripan sifat ini berhubungan dengan konfigurasi elektronnya. Bagaimana hubungan tersebut ditinjau berdasarkan teori atom mekanika kuantum? Simak unsur-unsur ringan dengan nomor atom 1 sampai dengan 20 dalam tabel periodik berikut (perhatikan Gambar 14).

Gambar 14. Tabel periodik golongan utama (z ≤ 20).

Bagaimanakah Anda menyimpulkan konfigurasi elektron dalam golongan yang sama?

a. Golongan IA → ns¹

b. Golongan IIA → ns²

c. Golongan IIIA → ns² np¹

Jadi, kemiripan sifat-sifat unsur dalam golongan yang sama berhubungan dengan konfigurasi elektron dalam kulit valensi. Simak kembali tabel periodik tersebut. Dapatkah Anda menemukan sesuatu yang memiliki keteraturan? Jika Anda cerdik, Anda akan menemukan unsur-unsur berada dalam blok-blok tertentu, yaitu unsur-unsur blok s, blok p, blok d, dan blok f (perhatikan Gambar 15).

Gambar 15. Pembagian blok pada tabel periodik.

Orbital-s maksimum dihuni oleh 2 elektron sehingga hanya ada dua golongan dalam blok s. Orbital-p maksimum 6 elektron sehingga ada enam golongan yang termasuk blok-p. Unsur-unsur transisi pertama mencakup golongan IB – VIIIB dan VIIIB mencakup tiga golongan. Jadi, semuanya ada 10 golongan. Hal ini sesuai dengan orbital-d yang dapat dihuni maksimum 10 elektron.

Setelah Anda memahami hubungan golongan dan konfigurasi elektron, sekarang tinjau hubungan periode dan konfigurasi elektron. Perhatikan konfigurasi elekton unsur-unsur periode ke-3 berikut.

a. Na : 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

b. Mg : 1s² 2s²2p⁶ 3s²

c. Al : 1s² 2s²2p⁶ 3s² 3p¹

d. Si : 1s² 2s² 2p⁶3s² 3p²

Apakah yang dapat Anda simpulkan dari konfigurasi elektron untuk unsur-unsur dalam periode ke-3? Jika Anda kritis, Anda akan menemukan hubungan antara nomor periode dan bilangan kuantum utama dari konfigurasi elektron tersebut.

Sepanjang periode dari kiri ke kanan, jumlah proton dalam inti bertambah (volume inti mengembang), sedangkan kulit terluar tetap. Akibatnya, tarikan inti terhadap elektron valensi semakin kuat yang berdampak pada pengerutan ukuran atom. Pengerutan jari-jari atom menimbulkan kecenderungan perubahan sifat dari kiri ke kanan secara berkala, seperti sifat logam berkurang, keelektronegatifan dan afinitas elektron meningkat.

Contoh Soal 13 :

Konfigurasi elektron unsur X yang dalam sistem periodik terdapat pada golongan VA dan periode ke- 3 adalah....

A. 1s² 2s² 2p⁶ 3s²3p⁶ 3d³

B. 1s² 2s² 2p⁶3s² 3p³

C. 1s² 2s² 2p⁶3s² 3p²

D. 1s² 2s² 2p⁶3s² 3p⁶ 3d⁵

E. 1s² 2s² 2p⁶3s² 3p³ 3d²

Kunci Jawaban :

Unsur yang terletak pada golongan A memiliki elekron valensi pada orbital ns^x atau ns^x np^y dengan (x+y) menunjukkan golongan dan n menunjukkan periode. Jadi, untuk golongan VA periode ke-3, elektron valensinya adalah 3s² 3p³ Jadi, jawabannya (B)

2. Posisi Unsur-Unsur dalam Tabel Periodik

Hubungan konfigurasi elektron dan nomor golongan dalam tabel periodik ditunjukkan oleh jumlah elektron pada kulit valensi. Contohnya, sebagai berikut.

₄Be : 1s²2^s2

₁₂Mg : 1s² 2s² 2p⁶3s²

₂₀Ca : 1s² 2s²2p⁶ 3s² 3p⁶4s²

Kulit valensi ditunjukkan oleh bilangan kuantum utama paling besar dalam konfigurasi elektron. Pada unsur-unsur tersebut, bilangan kuantum utama paling besar berturut-turut adalah n = 2, n = 3, dan n = 4 dengan jumlah elektron yang menghuni kulit terluar 2 elektron. Oleh karena itu, unsur-unsur tersebut berada dalam golongan IIA. Hubungan konfigurasi elektron dengan periode ditunjukkan oleh bilangan kuantum utama paling besar.

Contoh :

₁₉K : 1s²2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹

₂₀Ca : 1s² 2s² 2p⁶ 3s²3p⁶ 4s²

₂₁Sc : 1s² 2s² 2p⁶ 3s²3p⁶ 3d¹ 4s²

₂₂Ti : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶3d² 4s²

Unsur-unsur tesebut memiliki bilangan kuantum utama paling besar 4 (n=4) sehingga unsur-unsur tersebut dikelompokkan ke dalam periode ke-4. Jadi, nomor periode berhubungan dengan bilangan kuantum utama paling besar yang dihuni oleh elektron valensi.

Catatan Kimia :

Unsur-unsur transisi memiliki konfigurasi elektron (n-1) d^1–10 ns^1–2.

Contoh Soal 14 :

Penentuan Letak Unsur dalam Tabel Periodik

Tanpa melihat tabel periodik, tentukan pada golongan dan periode berapa unsur-unsur: ₁₇X; ₃₁Y; ₄₄Z; dan ₃₉A.

Kunci Jawaban :

Dalam konfigurasi elektron, elektron valensi menunjukkan golongan dan bilangan kuantum utama menunjukkan periode. ₁₇X: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵ , jumlah elektron valensi 7 dan bilangan kuantum utama paling tinggi 3.

Jadi, posisi unsur ₁₇X dalam sistem periodik terdapat pada golongan VIIA dan periode ke-3.

₃₁Y: [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p¹, jumlah elektron valensi 3 dan bilangan kuantum utama terbesar paling tinggi 4.

Jadi, unsur Y berada pada golongan IIIA dan periode ke-4.

₄₄Z: [Kr] 4d⁶ 5s²

Jadi, unsur 44Z berada pada golongan VIIIB dan periode ke-5.

₃₉Z: [Kr] 4d¹ 5s²

Jadi, unsur ₃₉A berada pada golongan IIIB dan periode ke-5.

Rangkuman :

Teori atom Bohr dikembangkan berdasarkan postulat yang memadukan teori atom Rutherford dan teori gelombang dari Planck.
Kelemahan teori atom Bohr, yaitu tidak dapat menerangkan gejala spektrum atom hidrogen dalam medan magnet dan medan listrik.
Menurut teori atom mekanika kuantum, elektron dalam mengelilingi inti memiliki sifat seperti gelombang dan berada dalam daerah kebolehjadian yang disebut orbital.
Orbital adalah ruang kebolehjadian ditemukannya elektron di sekeliling inti atom.
Terdapat empat bilangan kantum untuk mengkarakterisasi keberadaan elektron di dalam atom, yaitu bilangan kuantum utama, bilangan kuantum azimut, bilangan kuantum magnetik, dan bilangan kuantum spin.
Bilangan kuantum utama (n) menyatakan tingkat energi utama orbital. Bilangan kuantum azimut (ℓ) menyatakan bentuk orbital. Bilangan kuantum magnetik (m) menyatakan orientasi orbital dalam ruang kebolehjadian. Bilangan kuantum spin (s) menyatakan arah putaran elektron pada porosnya.
Kulit (shell) adalah kumpulan orbital-orbital yang memiliki tingkat energi utama sama. Subkulit adalah kumpulan orbital-orbital yang memiliki bilangan kuantum azimut sama.
Orbital-orbital atom berelektron banyak memiliki tingkat energi berbeda, yaitu: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < … < dst.
Penulisan konfigurasi elektron atom-atom berelektron banyak mengikuti kaidah-kaidah: (1) aufbau; (2) Hund, dan (3) Pauli.
Menurut aturan aufbau, pengisian elektron ke dalam orbital-orbital dimulai dengan orbital yang memiliki energi paling rendah sesuai diagram tingkat energi orbital.
Menurut Hund, pengisian elektron ke dalam orbital yang memiliki tingkat energi yang sama, memiliki energi paling rendah jika elektron tersebut tidak berpasangan dengan spin searah.
Menurut Pauli, tidak ada elektron yang memiliki keempat bilangan kuantum yang sama. Jika n, ℓ, m sama maka bilangan kuantum spinnya (s) harus berbeda.
Pada tabel periodik, unsur-unsur dalam satu golongan memiliki sifat yang mirip disebabkan oleh kesamaan konfigurasi elektronnya (elektron valensi).
Pada periode yang sama, sifat-sifat unsur berubah secara berkala sejalan dengan perubahan dalam ukuran atom yang disebabkan oleh kulit valensi tetap, sedangkan volume inti mengembang.
Unsur-unsur dapat ditentukan letaknya dalam sistem periodik dari konfigurasi elektronnya. Elektron valensi menunjukkan golongan dan nomor kulit valensi menunjukkan nomor periode.

Anda sekarang sudah mengetahui Teori Atom Modern, Bentuk Orbital, Konfigurasi Elektron, Bilangan Kuantum. Terima kasih anda sudah berkunjung ke Perpustakaan Cyber.

Referensi :

Sunarya, N. dan A. Setiabudi. 2009. Mudah dan Aktif Belajar Kimia untuk Kelas XI Sekolah Menengah Atas/Madrasah Aliyah Program Ilmu Pengetahuan Alam. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, Jakarta. p. 250.

Teori Atom Modern, Bentuk Orbital, Konfigurasi Elektron, Bilangan Kuantum

{ 0 komentar... Views All / Send Comment! }

Posting Komentar

Entri Populer

Arsip Blog