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

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

A. Teori Atom Modern

Teori atom Bohr cukup berhasil dalam menjelaskan tanda-tanda spektrum atom hidrogen, bahkan sanggup memilih 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 gres yang menawarkan adanya kelemahan pada teori atom Bohr. Oleh lantaran 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 lingkaran 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, contohnya n=1, energi elektron tetap. Artinya, tidak ada energi yang diemisikan (dipancarkan) maupun diserap.

c. Elektron sanggup 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 mempunyai momentum sudut tertentu. Besar momen tum sudut ini merupakan kelipatan dari  h/2p atau  nh/2p, n ialah bilangan kuantum dan h tetapan Planck.

a. Peralihan Antar Tingkat Energi

Model atom Bohr sanggup 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, kalau atom hidrogen mengemisikan cahaya maka elektron akan beralih ke tingkat energi yang lebih rendah.

Pada keadaan stabil, atom hidrogen mempunyai 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 kalau 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 sanggup 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 mempunyai 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 perihal pergerakan elektron mengitari inti atom mirip sistem tata surya menciptakan teori atom Bohr gampang dipahami dan sanggup diterima pada waktu itu. Akan tetapi, teori atom Bohr mempunyai beberapa kelemahan, di antaranya sebagai berikut.

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

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

Pakar fisika Jerman, Sommerfeld menyarankan, disamping orbit berbentuk lingkaran juga harus meliputi orbit berbentuk elips. Hasilnya, imbas Zeeman sanggup dijelaskan dengan model tersebut, tetapi model atom Bohr-Sommerfeld tidak bisa menjelaskan spektrum dari atom berelektron banyak.

Sepuluh tahun sesudah teori Bohr lahir, muncul gagasan de Broglie perihal dualisme materi, disusul Heisenberg perihal 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 membuatkan teori atom yang didasarkan pada prinsip-prinsip mekanika kuantum. Teori atom mekanika kuantum mirip dengan yang diajukan oleh model atom Bohr, yaitu atom mempunyai 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 ialah 0,529 Å.

Menurut teori atom mekanika kuantum, posisi elektron dalam mengelilingi inti atom tidak sanggup diketahui secara niscaya sesuai prinsip ketidakpastian Heisenberg. Oleh lantaran itu, kebolehjadian (peluang) terbesar ditemukannya elektron berada pada orbit atom tersebut. Dengan kata lain, orbital ialah tempat kebolehjadian terbesar ditemukannya elektron dalam atom.

Menurut model atom mekanika kuantum, gerakan elektron dalam mengelilingi inti atom mempunyai sifat dualisme sebagaimana diajukan oleh de Broglie. Oleh lantaran gerakan elektron dalam mengelilingi inti mempunyai sifat mirip 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 lingkaran sederhana yang menawarkan peluang adanya elektron di sekeliling inti atom. Penyelesaian persamaan Schrodinger menghasilkan tiga bilangan kuantum. Orbital diturunkan dari persamaan Schrodinger sehingga terdapat kekerabatan antara orbital dan ketiga bilangan kuantum tersebut.

Catatan Kimia :

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

a. Bilangan Kuantum Utama (n)

Bilangan kuantum utama (n) mempunyai 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 berdasarkan 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 lantaran peluang menemukan elektron dinyatakan dengan orbital maka sanggup 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 ialah 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 ialah bilangan

kuantum utama.

Contoh Soal 2 :

Berapa jumlah orbital pada kulit L?

Kunci Jawaban :

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

b. Bilangan Kuantum Azimut (ℓ)

Bilangan kuantum azimut disebut juga bilangan kuantum momentum sudut, dilambangkan dengan ℓ. Bilangan kuantum azimut memilih bentuk orbital. Nilai bilangan kuantum azimut adalah ℓ = n–1. Oleh lantaran nilai n merupakan bilangan lingkaran dan terkecil sama dengan satu maka harga ℓ juga merupakan deret bilangan lingkaran 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 mempunyai nilai ℓ=0 dan orbital yang mempunyai 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 mempunyai bilangan kuantum utama sama membentuk kulit. Bentuk orbital dengan bilangan kuantum azimut sama dinamakan subkulit. Jadi, bilangan kuantum azimut sanggup juga menawarkan jumlah subkulit dalam setiap kulit. Masing-masing subkulit diberi lambang dengan s, p, d, f, …, dan seterusnya. Hubungan subkulit dengan lambangnya ialah sebagai berikut. 

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

Contoh :

Pada kulit K (n=1), nilai mempunyai harga 0 maka pada kulit K hanya ada satu subkulit atau satu bentuk orbital, yaitu orbital s. Pada kulit L (n=2), nilai mempunyai 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 tempat 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 alasannya ialah bilangan kuantum ini menawarkan orientasi (arah orbital) dalam ruang atau orientasi subkulit dalam kulit. Nilai bilangan kuantum magnetik berupa deret bilangan lingkaran dari –m melalui nol hingga +m. Untuk ℓ 1, nilai m=0, ±l. Jadi, nilai bilangan kuantum magnetik untuk ℓ=1 ialah –l melalui 0 hingga +l.

Contoh :

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

Subkulit-p (ℓ=1) mempunyai nilai m= –1, 0, +1. Artinya, subkulit-p mempunyai 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) mempunyai harga m= –2, –1, 0, +1, +2. Artinya, subkulit-d mempunyai 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 sanggup 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 mempunyai sifat magnet. Pengamatan terhadap atom-atom unsur lain, mirip atom Li, Na, Cu, dan Au selalu menghasilkan tanda-tanda yang serupa. Atom-atom tersebut mempunyai jumlah elektron ganjil. Munculnya sifat magnet dari berkas uap atom disebabkan oleh spin atau putaran elektron pada porosnya.

Berdasarkan percobaan Stern-Gerlach, sanggup 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 mempunyai medan magnet.

Spin elektron dinyatakan dengan bilangan kuantum spin. Bilangan kuantum ini mempunyai dua harga yang berlawanan tanda, yaitu +1/2 dan – 1/2. Tanda (+) menawarkan 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 mempunyai bilangan kuantum azimut, ℓ= 0 dan m= 0. Oleh lantaran nilai m bahwasanya suatu tetapan (tidak mengandung trigonometri) maka orbital-s tidak mempunyai 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 mempunyai bilangan kuantum azimut, ℓ  1 dan m= 0, ±l. Oleh lantaran itu, orbital-p mempunyai tiga orientasi dalam ruang sesuai dengan bilangan kuantum magnetiknya. Oleh lantaran nilai m bahwasanya mengandung sinus maka bentuk orbital-p ibarat bentuk sinus dalam ruang, mirip ditunjukkan pada Gambar 9.

Gambar 9. Kumpulan orbital p dengan banyak sekali orientasi.

Ketiga orbital-p mempunyai bentuk yang sama, tetapi berbeda dalam orientasinya. Orbital-p_x memiliki orientasi ruang pada sumbu-x, orbital-p_y memiliki orientasi pada sumbu-y, dan orbital-p_z memiliki orientasi pada sumbu-z. Makna dari bentuk orbital-p ialah 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 mempunyai 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 banyak sekali orientasi.

Orbital -d_xy, d_xz, d_yz, dan d_x²_{− y}² memiliki 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  menawarkan peluang terbesar ditemukannya elektron, sedangkan pada simpul-simpul di luar bidang mempunyai peluang paling kecil.

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

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

Setiap orbital dicirikan oleh tiga bilangan kuantum n, ℓ, dan m yang mempunyai ukuran, bentuk, dan orientasi tertentu dalam ruang kebolehjadian. Elektron-elektron yang menghuni orbital mempunyai spin berlawanan sesuai temuan Stern-Gerlach. Secara lengkap, peluang keberadaan elektron dalam atom sanggup 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
	1	–1, 0, +1	2p		6
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 pemanis 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 alasannya ialah untuk n = 4 maka nilai ℓ yang dibolehkan ialah n – 1 atau ℓ = 3.

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

c. Diizinkan alasannya ialah untuk n = 1 maka nilai ℓ = 0.

C. Konfigurasi Elektron Atom Polielektron

Persamaan Schrodinger hanya sanggup diterapkan secara eksak untuk atom berelektron tunggal mirip hidrogen, sedangkan pada atom berelektron banyak tidak sanggup diselesaikan. Kesulitan utama pada atom berelektron banyak ialah bertambahnya jumlah elektron sehingga menjadikan tarik-menarik antara elektron-inti dan tolak-menolak antara elektron-elektron semakin rumit. Oleh lantaran itu, untuk atom berlektron banyak dipakai 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 mempunyai arti sama dengan yang dibahas sebelumnya. Perbedaannya terletak pada jarak orbital dari inti. Pada atom hidrogen, setiap orbital dengan nilai bilangan kuantum utama sama mempunyai tingkat-tingkat energi sama atau terdegenerasi. Misalnya, orbital 2s dan 2p mempunyai tingkat energi yang sama. Demikian pula untuk orbital 3s, 3p, dan 3d.

Pada atom berelektron banyak, orbital-orbital dengan nilai bilangan kuantum utama sama mempunyai tingkat energi yang sedikit berbeda. Misalnya, orbital 2s dan 2p mempunyai 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 serpihan 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) mirip pada atom hidrogen. Hal ini mengakibatkan elektron-elektron dalam orbital-2s mempunyai peluang lebih besar ditemukan di erat inti daripada orbital-2p (orbital-2s lebih erat dengan inti).

Catatan Kimia :

Hasil penyelesaian persamaan Schrodinger pada atom hidrogen menawarkan orbital-orbital yang terdegenerasi (orbital dalam kulit yang sama mempunyai 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 sanggup menempati setiap kulit dinyatakan dengan rumus 2n2.

Contoh Soal 5 :

Berapa jumlah orbital dan jumlah maksimum elektron dalam kulit M?

Kunci Jawaban :

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

Subkulit terdiri atas orbital-orbital yang mempunyai bilangan kuantum azimut yang sama. Jumlah orbital, dalam setiap subkulit dinyatakan dengan rumus (2ℓ + 1). Oleh lantaran 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 mempunyai harga = 1 maka jumlah orbitalnya sama dengan {2(1) + 1} = 3 orbital. Sebaran elektron dalam subkulit-p ialah 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 duduk kasus ini, simak pola 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 sanggup 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 lantaran ada 3 subkulit, sebaran orbital dalam tiap subkulit ialah 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 memilih 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 mempunyai 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 ialah (n = 1) < (n = 2) < (n =3) < … < (n = n).

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

Terdapat aturan tambahan, yaitu aturan (n+ℓ). Menurut aturan ini, untuk nilai (n+ℓ) sama, orbital yang mempunyai energi lebih rendah ialah 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 mempunyai energi lebih rendah ialah 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 ialah 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.

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

c. Prinsip Larangan Pauli

Menurut Wolfgang Pauli, elektron-elektron dilarang mempunyai empat bilangan kuantum yang sama. Aturan ini disebut Prinsip larangan Pauli. Makna dari larangan Pauli ialah kalau elektron-elektron mempunyai ketiga bilangan kuantum (n, ℓ, m) sama maka elektron-elektron tersebut dilarang berada dalam orbital yang sama pada waktu bersamaan.

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

Tokoh :

Wolfgang Pauli

(1900–1958)

Pauli ialah spesialis teori. Menggunakan hasil observasi ilmuwan lain, beliau menemukan spin elektron dan mengemukakan asas larangan Pauli. Hal ini membawanya memenangkan hadiah Nobel di bidang Fisika pada 1945. Lahir pada 1900, Pauli hidup hingga pada 1958 dan menciptakan inovasi populer pada usia 25 tahun. (Sumber:Chemistry The Molecular Science, 1997.)

4. Penulisan Konfigurasi Elektron

Untuk menuliskan konfigurasi elektron, bayangkan bahwa inti atom mempunyai tingkat-tingkat energi, dan setiap tingkat energi mempunyai 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 sesudah 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 berdasarkan aturan Hund.

Penulisan konfigurasi elektron sanggup diringkas alasannya ialah dalam kimia yang penting ialah konfigurasi elektron pada kulit terluar atau elektron valensi. Contoh konfigurasi elektron atom natrium sanggup ditulis sebagai: 11Na: [Ne] 3s1. Lambang [Ne] menggantikan penulisan konfigurasi elektron serpihan 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 sanggup 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 sanggup 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] 3s2 3p2
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 hingga 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 sanggup memilih bilangan kuantum suatu elektron. Contoh: atom oksigen mempunyai 8 elektron, konfigurasi elektron atom oksigen adalah ₈O: 1s² 2s² 2p⁴ atau diuraikan sebagai berikut.

1) 1s² 2s² 2p_x² 2p_y¹ 2p_z¹;

2) 1s² 2s² 2p_x¹ 2p_y² 2p_z¹;

3) 1s² 2s² 2p_x¹ 2p_y¹ 2p_z².

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

Akibat dari peluang yang sama dalam menemukan elektron pada suatu orbital maka Anda tidak sanggup memilih bilangan kuantum magnetiknya. Pada pola tersebut, elektron terakhir dari atom oksigen mempunyai bilangan kuantum sebagai berikut.

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

Dengan demikian, pada masalah atom oksigen terdapat ketidakpastian dalam bilangan kuantum magnetik atau momentum sudut. Kasus tersebut benar-benar mengambarkan bahwa keberadaan elektron-elektron di dalam atom tidak sanggup diketahui secara pasti, yang paling mungkin hanyalah peluang menemukan elektron pada tempat tertentu di dalam ruang, sedangkan posisi pastinya tidak sanggup 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 ialah 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 niscaya elektron mana yang terakhir, apakah yang mempunyai 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 menawarkan 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 3s² 3p⁶

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

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

Contoh :

Konfigurasi elektron atom 24Cr sanggup 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 mempunyai 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 gres menghuni orbital (n–1)d. Apakah konfigurasi elektron untuk unsur-unsur transisi mirip itu? Jika demikian, elektron akan gampang lepas dikala unsur transisi membentuk kation (bersenyawa) berasal dari orbital (n–1)d.

Berdasarkan data empirik, diketahui bahwa semua unsur transisi dikala 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:

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

Konfigurasi elektronnya:

1. ₂₅Mn : [Ar] 3d⁵ 4s²
2. ₂₆Fe : [Ar] 3d⁶ 4s²
3. ₂₉Cu : [Ar] 3d¹⁰ 4s¹

Jika fakta empirik dan konfigurasi elektronnya dihubungkan maka Anda sanggup 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 sanggup disimpulkan sebagai berikut.

1. Unsur-unsur ringan dengan nomor atom 1 (H) hingga dengan 20 (Ca) mempunyai konfigurasi elektron sebagaimana uraian tersebut.
2. 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 mempunyai energi lebih tinggi dari 4s. Akan tetapi, dikala orbital 3d terhuni elektron maka energi orbital 3d turun drastis dan mencapai kestabilan dengan energi yang lebih rendah daripada orbital 4s. Dengan demikian, gampang dipahami bahwa orbital paling luar dari kulit valensi ialah 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 ialah fungsi gelombang yang tidak bisa eksklusif 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 memakai 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 mempunyai energi lebih tinggi dari 4s. Akan tetapi, dikala orbital 3d terhuni elektron maka energi orbital 3d turun drastis dan mencapai kestabilan dengan energi yang lebih rendah daripada orbital 4s. Dengan demikian, gampang dipahami bahwa orbital paling luar dari kulit valensi ialah 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] 3d¹ 4s²

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] 4d⁹ 5s²

(c) ₄₇Ag = [Kr] 5s¹ 4d¹⁰

Kunci Jawaban :

Jawaban yang sempurna ialah (a) alasannya ialah 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 mempunyai 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 berguru 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 kekerabatan antara penyusunan unsur-unsur dan konfigurasi elektron.

1. Konfigurasi Elektron dan Sifat Periodik

Anda sudah mengetahui bahwa dalam golongan yang sama, unsurunsur mempunyai sifat yang mirip. Kemiripan sifat ini bekerjasama dengan konfigurasi elektronnya. Bagaimana kekerabatan tersebut ditinjau berdasarkan teori atom mekanika kuantum? Simak unsur-unsur ringan dengan nomor atom 1 hingga 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 bekerjasama dengan konfigurasi elektron dalam kulit valensi. Simak kembali tabel periodik tersebut. Dapatkah Anda menemukan sesuatu yang mempunyai 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 meliputi golongan IB – VIIIB dan VIIIB meliputi tiga golongan. Jadi, semuanya ada 10 golongan. Hal ini sesuai dengan orbital-d yang sanggup dihuni maksimum 10 elektron.

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

a. Na : 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ 

b. Mg : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 

c. Al : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹

d. Si : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p²

Apakah yang sanggup Anda simpulkan dari konfigurasi elektron untuk unsur-unsur dalam periode ke-3? Jika Anda kritis, Anda akan menemukan kekerabatan 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 berpengaruh yang berdampak pada pengerutan ukuran atom. Pengerutan jari-jari atom menjadikan kecenderungan perubahan sifat dari kiri ke kanan secara berkala, mirip 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 3s² 3p⁶ 3d³

B. 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³

C. 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p²

D. 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁵

E. 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³ 3d²

Kunci Jawaban :

Unsur yang terletak pada golongan A mempunyai elekron valensi pada orbital ns^x atau ns^x np^y  dengan (x+y) menawarkan golongan dan n menawarkan 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 : 1s² 2^s2

₁₂Mg : 1s² 2s² 2p⁶ 3s²

₂₀Ca : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s²

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

Contoh :

₁₉K : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹

₂₀Ca : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s²

₂₁Sc : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹ 4s²

₂₂Ti : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d² 4s²

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

Catatan Kimia :

Unsur-unsur transisi mempunyai 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 menawarkan golongan dan bilangan kuantum utama menawarkan 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 :

1. Teori atom Bohr dikembangkan berdasarkan postulat yang memadukan teori atom Rutherford dan teori gelombang dari Planck.
2. Kelemahan teori atom Bohr, yaitu tidak sanggup menerangkan tanda-tanda spektrum atom hidrogen dalam medan magnet dan medan listrik.
3. Menurut teori atom mekanika kuantum, elektron dalam mengelilingi inti mempunyai sifat mirip gelombang dan berada dalam tempat kebolehjadian yang disebut orbital.
4. Orbital ialah ruang kebolehjadian ditemukannya elektron di sekeliling inti atom.
5. 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.
6. 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.
7. Kulit (shell) ialah kumpulan orbital-orbital yang mempunyai tingkat energi utama sama. Subkulit ialah kumpulan orbital-orbital yang mempunyai bilangan kuantum azimut sama.
8. Orbital-orbital atom berelektron banyak mempunyai tingkat energi berbeda, yaitu: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < … < dst.
9. Penulisan konfigurasi elektron atom-atom berelektron banyak mengikuti kaidah-kaidah: (1) aufbau; (2) Hund, dan (3) Pauli.
10. Menurut aturan aufbau, pengisian elektron ke dalam orbital-orbital dimulai dengan orbital yang mempunyai energi paling rendah sesuai diagram tingkat energi orbital.
11. Menurut Hund, pengisian elektron ke dalam orbital yang mempunyai tingkat energi yang sama, mempunyai energi paling rendah kalau elektron tersebut tidak berpasangan dengan spin searah.
12. Menurut Pauli, tidak ada elektron yang mempunyai keempat bilangan kuantum yang sama. Jika n, ℓ,  m sama maka bilangan kuantum spinnya (s) harus berbeda.
13. Pada tabel periodik, unsur-unsur dalam satu golongan mempunyai sifat yang mirip disebabkan oleh kesamaan konfigurasi elektronnya (elektron valensi).
14. Pada periode yang sama, sifat-sifat unsur berubah secara terpola sejalan dengan perubahan dalam ukuran atom yang disebabkan oleh kulit valensi tetap, sedangkan volume inti mengembang.
15. Unsur-unsur sanggup ditentukan letaknya dalam sistem periodik dari konfigurasi elektronnya. Elektron valensi menawarkan golongan dan nomor kulit valensi menawarkan nomor periode.

Anda kini 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.

Share this post