Konfigurasi elektron adalah susunan atau distribusi elektron-elektron pada sebuah atom atau molekul. Susunannya mengikuti aturan khusus. Aturan tersebut antara lain prinsip aufbau, kaidah hund, dan larangan pauli. Menurut hukum mekanika kuantum, untuk sistem yang hanya memiliki satu elektron, elektronnya dapat berpindah dari satu konfigurasi ke konfigurasi lain dalam bentuk foton. Konfigurasi elektron menunjukkan jumlah elektron pada setiap sublevel. Sublevel pertama adalah 1s, kemudian 2s, 2p, 3s, 3p, dan seterusnya. Masing-masing elektron dapat berpindah dengan sendirinya di dalam sebuah orbital. Salah satu contoh konfigurasi elektron adalah atom neon dengan konfigurasi 1s2 2s2 2p6. Pengetahuan tentang konfigurasi elektron di setiap atom sangat berguna untuk memahami struktur tabel periodik. Konsep konfigurasi elektron ini juga berguna untuk menjelaskan konsep ikatan kimia, sifat laser, dan semikonduktor.
1. Kulit dan Subkulit dalam Konfigurasi Elektron
Konfigurasi elektron didasari oleh model atom Bohr dan masih digunakan untuk menjabarkan kulit dan subkulit selain pemahaman mekanika kuantum yang lebih kompleks.
Sebuah kulit elektron adalah beberapa subkulit yang berbagi bilangan kuantum yang sama yaitu n (nomor sebelum angka dalam sebuah orbital). Sebuah atom dengan kulit ke-n dapat berisi 2n2 elektron. Misalnya, kulit pertama dapat berisi 2 elektron, kulit kedua dapat berisi hingga 8 elektron, dan kulit ketiga 18 elektron. Faktor yang membuatnya selalu genap adalah karena subkulit dapat menjadi dua bergantung pada putaran elektronnya. Setiap orbital dapat dimasuki sampai dua elektron dengan putaran yang berlawanan, satu dengan putaran +1/2 (biasanya dilambangkan dengan tanda panah ke atas) dan satu dengan putaran –1/2 (dilambangkan dengan tanda panah ke bawah).
Subkulit adalah sebuah tempat di dalam kulit yang berisi bilangan azimuth yaitu ℓ. Nilai dari ℓ (0, 1, 2, atau 3) sesuai dengan masing-masing label s, p, d, dan f. Jumlah maksimum elektron yang bisa ditempatkan di sebuah subkulit dirumuskan sebagai 2(2ℓ+1). Pada subkulit s maksimum 2, 6 elektron pada subkulit p, 10 pada subkulit d, dan 14 pada subkulit f.
Jumlah elektron yang dapat mengisi setiap kulit dan masing-masing subkulit muncul dari perhitungan mekanika kuantum, tertama prinsip larangan Pauli, dimana tidak ada dua elektron di satu atom yang memiliki nilai bilangan kuantum yang sama.
2. Notasi Konfigurasi Elektron
Ahli fisika dan ahli kimia menggunakan notasi standar untuk mengetahui konfigurasi elektron dari sebuah atom dan molekul. Untuk atom, notasinya terdiri dari urutan orbital atom (contoh: untuk fospor urutannya adalah 1s, 2s, 2p, 3s, 3p) dengan nomor elektron mengisi masing-masing orbital dalam format superscript. Contoh, hidrogen memiliki satu elektron dalam orbital s kulit pertama, jadi konfigurasinya ditulis 1s1. Litium memiliki dua elektron di subkulit 1s dan satu elektron di subkulit 2s sehingga konfigurasi elektronnya ditulis 1s2 2s1 (dibaca “satu-s-dua, dua-s-satu”). Fosfor dengan nomor atom 15 memiliki konfigurasi elektron 1s2 2s2 2p63s2 3p3. Konfigurasi elektron pada molekul ditulis dengan cara yang sama.
Superscript 1 pada notasi tidak wajib dicantumkan. Umumnya hurup orbital (s, p, d, f) dicetak miring meskipun IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry merekomendasikan huruf normal. Huruf yang dicetak miring saat ini digunakan untuk mewakili salah satu kategori garis spektrum seperti “sharp”, “principal”, “diffuse”, dan “fundamental” (atau “fine”).
2.1. Penyingkatan Konfigurasi Elektron
Untuk atom dengan banyak elektron, notasi ini dapat menjadi sangat panjang. Maka dari itu, diperlukan sebuah singkatan untuk mewakili notasi tertentu. Gas mulia (2 He, 10 Ne, 18 Ar, 36 Kr, 54 Xe, dan 86 Rn) bisa digunakan untuk mewakili notasi tertentu. Misalnya fosfor yang salah satu bagian notasinya diwakili oleh neon (1s2 2s2 2p6) sehingga menjadi [Ne] 3s2 3p3. Kaidah ini sangat berguna untuk membantu memahami konfigurasi elektron yang panjang.
2.2. Aturan Penuh Setengah Penuh
Sifat ini berhubungan erat dengan hibridisasi elektron. Aturan ini menyatakan bahwa “suatu elektron mempunyai kecenderungan untuk berpindah orbital apabila dapat membentuk susunan elektron yang lebih stabil”. Untuk konfigurasi elektron yang berakhir pada sub kulit d berlaku aturan penuh dan setengah penuh. Contohnya adalah sebagai berikut:
24Cr = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 menjadi 24Cr = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5
Dari contoh diatas terlihat apabila 4s diisi 2 elektron maka 3d kurang satu elektron untuk menjadi setengah penuh. Maka elektron dari 4s akan berpindah ke 3d.
2.3. Konfigurasi Elektron Ion
Unsur yang mengalami ionisasi akan mengalami perubahan jumlah elektron. Misalnya adalah besi (Fe) yang mempunyai nomor atom 26 dan mempunyai konfigurasi elektron [Ar] 3d64s2. Jika Fe terionisasi menjadi Fe2+, maka elektron Fe berkurang 2 dari jumlah asal. Sehingga konfigurasi Fe2+ adalah [Ar] 3d6. Ingat, jika sebuah atom mengalami ionisasi maka yang berkurang adalah elektron valensi (elektron terluar).
3. Energi dalam Konfigurasi Elektron
Energi dikaitkan dengan elektron dalam orbital. Energi dalam sebuah konfigurasi sering mendekati jumlah energi di setiap elektron dengan mengabaikan interaksi antar elektron. Konfigurasi yang memiliki energi terendah disebut keadaan dasar (ground state). Sedangkan konfigurasi lainnya disebut keadaan tereksitasi (excited state).
Sebagai contoh, keadaan dasar konfigurasi atom sodium adalah 1s2 2s2 2p6 3s, yang berasal dari prinsip Aufbau. Keadaan tereksitasi pertama diperoleh dengan menukar elektron 3s menjadi 3p sehingga menjadi 1s2 2s2 2p6 3p yang dapat disingkat menjadi level 3p. Atom dapat berpindah dari satu konfigurasi ke konfigurasi lain dengan menyerap atau melepaskan energi.
4. Sejarah Konfigurasi Elektron
Niels Bohr (1923) adalah orang pertama yang mengusulkan bahwa perioditas dalam tabel periodik dapat dijabarkan dengan struktur elektron dalam atom. Usul tersebut didasari oleh model atom Bohr miliknya dimana kulit elektron memiliki orbit dengan jarak tertentu dari nukleus (inti atom). Konfigurasi awal Bohr terlihat aneh dalam ilmu kimia masa kini: misalnya sulfur memiliki konfigurasi 2.4.4.6 sedangkan yang sekarang adalah 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4(2.8.6).
Beberapa tahun kemudian, E. C. Stoner bersama Sommerfield berhasil menjabarkan kulit elektron dan secara tepat memprediksi struktur kulit sulfur adalah 2.8.6. Namun, tidak ada sistem baik milik Bohr maupun Stoner dapat menjabarkan dengan benar perubahan spektrum atom dalam zona magnetik (efek Zeeman).
Bohr sangat menyadari kekurangan prinsipnya tersebut. Ia menulis surat untuk temannya Wolfgang Pauli untuk meminta bantuannya untuk menjaga teori kuantumnya (sistem yang kini dikenal sebagai “teori kuantum lama”). Pauli menyadari bahwa efek Zeeman hanya berlaku pada elektron terluar dari atom dan dapat mereproduksi struktur kulit Stoner.
Persamaan Schrödinger yang dipublikasikan pada tahun 1926 memberikan tiga dari empat bilangan kuantum sebagai kesimpulan langsung dari penyelesaiannya terhadap atom hidrogen. Penyelesaiannya tersebut merupakan hasil dari orbital atom yang saat ini diajarkan di textbook kimia.
5. Prinsip Aufbau dan dan Aturan Madelung dalam Konfigurasi Elektron
Prinsip Aufbau adalah bagian penting dari konsep Bohr tentang konfigurasi elektron. Istilah “Aufbau” merupakan bahasa Jerman yang berarti “konstruksi”. Prinsip tersebut dinyatakan sebagai:
Maksimal dua elektron dimasukkan ke dalam orbital untuk meningkatkan energi orbital: energi terendah dalam orbital diisi sebelum elektron ditempatkan di energi tertinggi dalam orbital.
Prinsip tersebut bekerja dengan sangat baik (dalam keadaan dasar atom) untuk 18 elemen pertama, kemudian berkurang terhadap 100 elemen berikutnya. Bentuk modern dari prinsip Aufbau menjelaskan urutan energi orbital yang diberikan oleh aturan Madelung. Aturan ini pertama kali dinyatakan oleh Charles Janet pada tahun 1929, kemudian diteliti ulang oleh Erwin Madelung pada tahun 1936, dan diberikan pembenaran teoritis oleh V.M. Klechkowski. Bunyi aturan Madelung adalah sebagai berikut:
- Orbital diisi untuk meningkatkan nilai n+l;
- Dimana dua orbital memiliki nilai n+l yang sama.
Berikut adalah urutan orbital pada konfigurasi elektron:
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, (8s, 5g, 6f, 7d, 8p, dan 9s)
Supaya lebih mudah diingat, berikut adalah ilustrasinya:
Orbital yang di dalam tanda kurung tidak berisi atom setelah atom dengan nomor atom tertinggi yaitu Uuo = 118.
Prinsip Aufbau dapat diaplikasikan untuk memodifikasi susunan proton dan neutron di inti atom bersama dengan model kulit dari fisika nuklir dan kimia nuklir.
6. Hubungan Konfigurasi Elektron dengan Tabel Periodik
Bentuk dari tabel periodik berkaitan dengan konfigurasi elektron masing-masing atom yang terdapat disana. Contohnya, semua golongan ke-2 tabel periodik memiliki konfigurasi elektron [E] ns2 (dimana [E] merupakan konfigurasi gas mulia) dan memiliki kesamaan sifat kimia. Umumnya, perioditas tabel periodik dalam blok tabel periodik bergantung pada jumlah elektron yang diperlukan untuk mengisi subkulit s, p, d, dan f.
Kulit elektron terluar sering disebut “elektron valensi” dan menentukan sifat kimia. Harus diingat bahwa kemiripan sifat kimia telah ada lebih dari satu abad sebelum teori konfigurasi elektron. Belum jelas seberapa jauh aturan Madelung menjabarkan (bukan hanya menjelaskan) tabel periodik. Meski beberapa sifat jelas berbeda dengan perbedaan urutan pengisian orbital.
0 komentar:
Posting Komentar