A t o m d a n S t r u k t u r E l e k t r o n ( 2 ) | 129

UNIT 6

ATOM DAN STRUKTUR ELEKTRON (BAHAGIAN 2) HASIL PEMBELAJARAN Di akhir unit ini, anda diharap dapat: 1. Menerangkan konsep mekanik gelombang yang melibatkan Postulat de Broglie, Prinsip Ketakpastian

Heisenberg dan Persamaan Schrödinger. 2. Mencirikan nombor kuantum tenaga dan gelombang elektron dalam atom. 3. Mengelaskan jenis-jenis orbital dari segi bentuk, saiz dan tenaga. 4. Menulis dan melukiskonfigurasi elektron bagi suatu atom. PETA KONSEP TAJUK

Struktur elektronik atom

Teori Partikel dan Sifat Dedua

Gelombang

Konsep Mekanik Gelombang

Postulat de Broglie

Prinsip Ketidakpastian Heisenberg

Persamaan Schrödinger

Pengkuantumam Tenaga dan

Gelombang Elektron dalam Atom

Fungsi Gelombang Jejarian dan Gambarajah Orbital

Tenaga Orbital dan Struktur Elektron

A t o m d a n S t r u k t u r E l e k t r o n ( 2 ) | 130

hE

6.1 Pengenalan Pernahkan anda terfikir bagaimana pemain cakera padat berfungsi?Pemain cakera padat mempunyai satu komponen yang boleh menghasilkan sinaran laser. Apabila cakera padat dimainkan, sinaran laser akan dipancarkan pada permukaan bawah cakera padat yang mengandungi simpanan maklumat.

Pantulan laser tersebut akan menghasilkan aliran maklumat yang kemudiannya ditukarkan kepada bentuk gambar dan bunyi. Tahukah anda bahawa cahaya laser yang terhasil adalah sebenarnya daripada elektron yang mengalami perubahan tenaga di dalam atom? Ini adalah merupakan topik perbincangan utama bagi unit ini.

Rajah 6.1 (a)Pemain cakera padat (b) cakera padat (http://www.asia.ru/en/Catalog/)

6.2 Teori Partikel dan Sifat Dedua Gelombang

Kesan fotoelektrik telah dibincangkan dalam unit yang lepas. Dalam topik ini, kita akan mempelajari konsep sifat dedua gelombang. Albert Einstein (1879 – 1955) telah mencadangkan bahawa cahaya mempunyai sifat-sifat seperti zarah yang terkandung dalam foton.Contoh fenomena yang mempunyai konsep yang sama adalah seperti penyebaran cahaya oleh prisma kepada suatu spektrum. Contoh inidi dapati lebih mudah digunakan untuk memahami konsep ini.Setakat ini, saintis telah menerima cadangan bahawa cahaya memiliki sifat dedua (dua sifat) iaitu boleh bersifat seperti zarah dan juga gelombang. 6.3 Postulat de Broglie Kegagalan Teori Atom Bohr untuk menerangkan kedudukan elektron dalam atom selain daripada hidrogen telah menyebabkan Louis de Broglie(1892-1987) mengemukakan Teori Kuantum Mekanik Baharu pada tahun 1924. Pada awalnya, beliau mengemukakan pendapat bahawa zarah kecil jirim (berdimensi atom) boleh menunjukkan sifat seperti gelombang. Pada masa yang sama, Planck (1858 – 1947) telah berjaya menerangkan hubungan antara tenaga (E) dengan frekuensi (υ) bagi sinaran yang diserap dan dipancarkan.

Perkaitan ini dapat dihubungkan melalui persamaan berikut:

(6.1) Manakala, Albert Einsteinpula meramalkan bahawa foton, m, dengan panjang gelombang, λ, yang dipancarkan

daripada pereputan unsur bahan radioaktif boleh dikaitkan dengan persamaan yang dikenali sebagai persamaan Einstein seperti berikut:

(6.2)

(a) (b)

2mcE

A t o m d a n S t r u k t u r E l e k t r o n ( 2 ) | 131

Hasil gabungan Persamaan Planck (Persamaan 6.1) dan Persamaan Einstein (Persamaan 6.2) memberikan terbitan yang baharu dikenali sebagai persamaan de Broglie (elektron sebagai zarah), hυ = mc

2 dimana m= jisim relatistik hυ/c = mc = pc = kelajuan cahaya dalam vakum= 3 x 108 ms-1 h = pemalar Plank

p = momentum Seperti yang dicadangkan oleh de Broglie, elektron sebagai bahan zarah, mempunyai

dimanaλ = panjang gelombang

m = jisim zarah (kg)(6.3)

h = pemalar plank (Js-1) υ = halaju zarah (ms-1)

Konsep sifat dedua yang dimiliki oleh elektron ini telah disokong oleh J. J. Thompson (1856 – 1940) yang berpendapat bahawa elektron adalah suatu gelombang.Persamaan de Broglie ini boleh digunakan untuk menghitung panjang gelombang elektron dengan menggantikan nilai halaju foton (c) dengan halaju elektron.

6.4 Prinsip Ketidakpastian Heisenberg Hukum fizik klasik sedia ada sudah cukup untuk membantu kita meramal dengan tepat kedudukan sesuatu objek.Misalnya, kita boleh mengira dengan tepat tempatkedudukan jatuh suatu roket selepas dilancarkan.Keadaan ini berbeza bagi kedudukan zarah-zarah bersaiz atom. Matlamat kita masih lagi sama iaitu untuk mengetahui kedudukan zarah (x) dan kedua ialah momentum, p=mυ.Berdasarkan konsep fizik klasik, suatu partikel yang

bergerak mempunyai kedudukan yang tetap. Jika suatu elektron mempunyai kedua-dua sifat partikel dan gelombang (sifat dedua), bagaimanakah kita boleh menentukan kedudukan elektron tersebut di dalam suatu atom? Maka, adalah mustahil bagi menjelaskan kewujudan satu partikel dalam ruang dan kelajuannya dengan tepat. Rentetan daripada penemuan postulat de Brogliepada tahun 1927, Werner Heisenberg (1901-1976), ahli Fizik Jerman telah mencadangkan Prinsip Ketakpastian Heisenberg. Prinsip ini boleh dijelaskan melalui persamaan berikut:

(6.4)

x ialah ketakpastian kedudukan partikel sepanjang paksi-x, ialah ketakpastian halaju partikel, dan m ialah jisim

tetap partikel.

mv

h

p

hλ

4ν

hmx

A t o m d a n S t r u k t u r E l e k t r o n ( 2 ) | 132

Contoh 6.1 Satu elektron bergerak mendekati nukleus dengan kelajuan 6 x 106 ms-1 ± 1%. Kirakan nilai ketakpastian kedudukan elektron sepanjang paksi-x(∆x)? Diberi jisim elektron (m) ialah

9.11 10-31 kgdan pemalar Planck (h) ialah 6.626 10-34 kgm2s-1.

Penyelesaian Langkah 1: Cari nilai ketidakpastian halaju elektron, (∆v)

∆v = 1% terhadap nilai halaju elektron = 0.01 6 106 ms-1 = 6 104 ms-1 Langkah 2: Masukkan nilai (∆v) ke dalam persamaan berikut

Maka,

1-mskg

skgm 12

431

34

1061011.94

10626.6

4 vm

hx

Jadi nilai ketakpastian kedudukan elektron sepanjang paksi-x, (∆x)

Hasil daripada penemuan Heisenberg ini menyangkal Teori Atom Bohr dan seterusnya membuktikan kedudukan elektron dalam atom tidak tetap.

Signifikan daripada persamaan di atas ialah kita tidak dapat mengukur kedudukan dan momentum secara serentak dengan ketepatan yang tinggi.Ini kerana, konsep atau sifat dedua partikel tertakluk kepada prinsip ini. Maka, untuk memperihalkan dengan tepat mengenai elektron dalam atom, kita haruslah mencari penyelesaian lain. Jadi, konsep mekanik gelombang telah dikaji. 6.5 Konsep Mekanik Gelombang

Terdapat dua bentuk gelombang iaitu:

i) Gelombang merambat

Contohnya: Tali yang terikat pada kapal di laut yang direntap.Ini menyebabkan gelombang menghantar tenaga sepanjang tali tersebut sehingga ke hujung.

ii) Gelombang pegun

Contoh: Tali yang terikat pada gitar. Apabila tali gitar dipetik, ayunan berbeza dari titik ke titik sepanjang gelombang menghasilkannod bunyi. Ayunan ini berlaku tanpaperpindahan tenaga.Contoh ini adalah berbentuk 1-dimensi, seperti yang digambarkan dalam teori atom Bohr.Bagi contoh yang berbentuk 2-dimensi, boleh diperhatikan contoh yang terdapat pada rebana.Perlu dingatkan bahawa elektron dalam suatu atom pula adalah berbentuk 3 dimensi.

m9101 x

4ν

hmx

A t o m d a n S t r u k t u r E l e k t r o n ( 2 ) | 133

6.5 Persamaan Schrödinger Penerimaan terhadap sifat dedua di antara jirim dan tenaga dan juga Prinsip Ketidakpastian Heisenberg telah merancakkan bidang kuantum mekanik. Bidang kuantum mekanik merupakan bidang yang mengkaji gelombang semulajadi objek pada skala atom. Pada tahun 1926, Erwin Schrödinger (1887-1961) mencadangkan bahawa elektron (atau zarah) memiliki sifat seperti gelombang yang boleh diperihalkan dengan menggunakan persamaan matematik fungsi gelombang. Persamaan yang dicadangkan oleh Schrödinger adalah seperti berikut:

(6.5)

V = fungsi tenaga upaya pada (x,y,z) dan me ialah jisim elektron.

Jika persamaan ini diberikan satu set nilai tertentu, hasil penyelesaiannya akan memberikan satu fungsi gelombang. Penyelesaian persamaan gelombang di atas memerlukan pengetahuan kalkulus peringkat tinggi dan tidak akan dibincangkan di sini. Fungsi gelombang, Ψ (disebut sebagai ‘psi’) dapat memberi maklumat secara statistik berkaitan kebarangkalian kedudukan elektron dalam ruang tertentu. Ruang tersebut berkadar dengan nilai Ψ2 (ganda dua psi),

iaitu ketumpatan kebarangkalian menemui suatu elektron pada satah x, y dan z. Idea ini adalah berasaskan analogi teori gelombang di mana keamatan cahaya berkadaran dengan ganda dua amplitud gelombang. Kebarangkalian untuk menemui foton adalah pada keamatan cahaya paling tinggi.

Tiga nilai yang dimasukkan dalam persamaan tersebut adalah:

n = 1,2,3...(Nombor Kuantum Utama)

= 0, 1,...(n-1) (Nombor Kuantum Momentum Sudut)

m= -1..0..+1 (Nombor Kuantum Magnet)

di mana n, dan m adalah dikenali sebagai nombor kuantum.Ini akan dibincangkan dengan lanjut pada subtopik

seterusnya. Oleh kerana elektron bercaj negatif dan berpusing, ia seolah-olah berbentuk seperti suatu magnet. Ini secara tidak langsung menghasilkan medan magnet yang disebut, ms (nombor kuantum spin elektron) dengan 2 kebarangkalian iaitu:

↑atau +½

↓atau - ½

EV

zyxm

h

e

2

2

2

2

2

2

2

2

8

Persamaan

Schrödinger Ψ Fungsi Ψ

Ψ = amplitud gelombang

Ψ2 = keamatan = ketumpatan cas elektron =

kebarangkalian elektron

Input nilai-nilai tertentu

A t o m d a n S t r u k t u r E l e k t r o n ( 2 ) | 134

Hasil penyelesaian persamaan Schrödinger (3 nombor kuantum) dan sifat elektron itu sendiri menghasilkan identiti

suatu elektron dikenalpasti melalui nilai n, ,m dan ms

= 0 s (sharp)

1 p (principal) 2 d (diffuse) 3 f (fundamental)

6.6 Pengkuantumam Tenaga dan Gelombang Elektron dalam Atom Penyelesaian terhadap Persamaan Schrödinger telah memberi fungsi gelombang yang dapat menerangkan pelbagai keadaan yang wujud bagi satu elektron hidrogen. Setiap kebarangkalian keadaan tersebut dicirikan oleh empat nombor kuantum. Dengan menggunakan nombor kuantum ini kita dapat memerihalkan susunan elektronik atom yang juga dikenali sebagai konfigurasi elektron. Nombor kuantum ini juga berperanan penting dalam menerangkan aras tenaga bagi elektron dan bentuk orbital, iaitu taburan elektron yang memenuhi ruang. Apakah yang dimaksudkan dengan orbital atom? Suatu orbital atom ialah ruang di mana kebarangkalian untuk menemui elektron adalah tinggi. Sekarang mari mengenali keempat-empat nombor kuantum, iaitu:

1. Nombor Kuantum Utama, n, mencirikan aras tenaga utama atau petala yang diisi oleh elektron yang mana n ialah suatu integer positif (n = 1,2,3,4,...).

2. Nombor Kuantum Momentum Sudut,, memerihalkan bentuk ruang yang menempatkan elektron. Ia juga

dikenali sebagai Nombor Kuantum Azimut mewakili subpetala yang terdapat di dalam suatu petala

elektron.Nombor kuantumini mempunyai julat nilai dari 0 hingga nilai maksimum n-1 (= 0,1,2,...., (n-1)).

Setiap nilaiditandakan dengan huruf s, p, d, f, g, h.... dengan masing-masing mewakili= 0,1,2,3,4,5....

(Jadual 6.1).Jumlah orbital dalam satu subpetala diberikan oleh persamaan berikut:

(6.6)

Dengan ini, pada petala pertama n = 1, terdapat hanya satu subpetala dengan= 0 yang ditandakan

dengan 1s. Pada petala n = 2 pula terdapat dua subpetala dengan= 0 dan 1, masing-masing ditandakan dengan 2s dan 2p, dan seterusnya seperti dalam Jadual 6.2.

Jadual 6.1 Hubungan di antara petala, subpetala dan jumlah orbital

0 1 2 3 4 5

Nama orbital s p d f g h

Jumlah orbital 1 3 5 7 9 11

12orbitalJumlah

A t o m d a n S t r u k t u r E l e k t r o n ( 2 ) | 135

Jadual 6.2 Hubungan di antara nilai n, dan msehingga n = 3

3. Nombor Kuantum Magnet, m, atau dikenali sebagai Nombor Kuantum Orientasi digunakan untuk

mencirikan orbital yang terdapat dalam setiap subpetala atom daripada aspek taburan ruang. Bagi

subpetala yang mempunyai lebih daripada satu orbital yang sama jenis seperti subpetala= 1, tiga orbital p

tersebut dapat dibezakan dengan orientasi ruang orbital yang diberi nilai m= -1,0,1. Penentuan kuantitatif

nilaimbagi orbital tertentu melibatkan perkiraan matematik dan tidak akan dibincangkan di sini.

4. Nombor Kuantum Spin Elektron, ms, membezakan orientasi medan magnet yang terhasil oleh spin

elektron.Nilaimsialah +½ atau -½, iaitu merujuk kepada dua arah elektron putaran yang bertentangan.

↑ mewakili ms = +½ ↓ mewakili ms = -½

6.7 Fungsi Gelombang Jejarian dan Gambarajah Orbital Selain daripada mempelajari kedudukan petala, subpetala dan orbital, kita perlu mengetahui bentuk dan saiz sesuatu orbital. Pengetahuan ini sangat berguna dalam memahami konsep ikatan kimia. Berdasarkan teori Mekanik Gelombang, taburan kebarangkalian elektron dalam orbital s tertumpu dalam kawasan yang berdekatan dengan nukleus. Cara untuk menyatakan taburan kebarangkalian dalam bentuk 2 dimensi bagi orbital s adalah dengan memilih satu sempadan dansebahagian besarnya diwakili dengan titik hitam yang padat (95% kebarangkalian menemui elektron).Oleh yang demikian, orbital smempunyai bentuk bulat (2 dimensi) atau sfera (3 dimensi) (Rajah 6.2a). Bagi orbital s dalam aras tenaga (n) yang lebih tinggi, bentuk orbital masih lagi sama iaitu bulat, tetapi saiz akan bertambah apabila nilai n bertambah (Rajah 6.2a). Taburan kebarangkalian elektron di dalam orbital p adalah berbeza dengan orbital s. Taburan kebarangkalian elektron di dalam orbital p tertumpu kepada dua kawasan selari di kiri dan kanan nukleus. Orbital p lazimnya dirujuk pada kedudukan tiga paksi, iaitu x, y dan z, dan ditulis dengan orbital px, py dan pz (Rajah 6.2b). Tiga orbital p ini mempunyai saiz, bentuk dan tenaga yang sama dan hanya berbeza dari segi orientasi. Corak taburan kebarangkalian elektron di dalam orbital d mengandungi lima komponen dan lebih rumit. Seperti pada orbital p, taburan kebarangkalian setiap komponen orbital d tertumpu kepada kedudukan tertentu yang ditulis sebagai dxy, dxz, dyz, dz

2 dan dx2-y

2. Tiga orbital yang pertama mengandungi empat cuping keberangkalian elektron yang tertumpu di atas paksi masing-masing (Rajah 6.2c). Manakala, orbital dx

2-y2 juga mempunyai empat cuping

tertumpu di atas paksi x dan y. Orbital dz2 yang mengandungi dua cuping, dihasilkan oleh panduan daripada dua

rangkap gelombang dx2-z

2 dan dy2-z

2. Sama seperti orbital s dan p, saiz orbital d bertambah apabila nombor kuantum utama (n) bertambah. Bentuk orbital f adalah lebih rumit dan sukar untuk digambarkan. Oleh itu, kita tidak akan membincangkannya di sini.

n m Jenis orbital Bilangan orbital Jumlah orbital n2

1 0 0 1s 1 1

2 0 0 2s 1

4 1 -1, 0, 1 2px, 2py, 2pz 3

3

0 0 3s 1

9 1 -1, 0, 1 3px, 3py, 3pz 3

2 -2, -1, 0, 1, 2 3dxy, 3dyz, 3dxz, 3dx2-y2, 3dz2 5

A t o m d a n S t r u k t u r E l e k t r o n ( 2 ) | 136

Contoh 6.2

Senaraikan semua nilai untuk n, and m bagi orbital4d.

Penyelesaian

n = 4

= 2

m= -2, -1, 0, 1 dan 2.

Contoh 6.3

Tuliskan keempat-empat set nombor kuantum bagi suatu elektron di dalam orbital 3p.

Penyelesaian

(3, 1, -1, +½) (3, 1, -1, -½)

(3, 1, 0, +½) (3, 1, 0, -½)

(3, 1, 1, +½) (3, 1, 1, -½)

Tips:

Untuk menjawab soalan ini, kita perlu tahu apakah yang diwakili oleh ‘4’ dan ‘d’?

Nilai 4 mewakili nilai nombor kuantum utama (n).

Huruf d mewakili jenis orbital.

Oleh kerana kita berurusan dengan orbital d, maka

nilaiialah 2.

Nilai-nilai mboleh jadi sebarang nilai –hingga.

Tips:

Nilai 3 mewakili nilai nombor kuantum utama (n).

Oleh kerana kita berurusan dengan orbital p, maka

nilaiialah 1.

Bagi= 1, mmempunyai kebarangkalian untuk nilai -1,

0 dan 1.

ms mempunyai nilai samada +½ atau -½.

A t o m d a n S t r u k t u r E l e k t r o n ( 2 ) | 137

Rajah 6.2 Rajah orbital (a) s, (b) pdan (c) d.

z

y

x

z

y

x

z

y

x

z

y x

z

y x

z

y x

z

y

x

z

y

x

(a) 1s2s 3s

(b) 2px2py 2pz

(c) 3dxy 3dxz 3dyx

3dx2-y2 3dz2

A t o m d a n S t r u k t u r E l e k t r o n ( 2 ) | 138

6.8 Tenaga Orbital dan Struktur Elektron Tahukah anda bagaimana elektron disusun di dalam suatu orbital atom? Di awal topik ini, kita telah membincangkan kepentingan untuk mengetahui susunan elektron di dalam atom bagi mencirikan sifat sesuatu unsur di dalam Jadual Berkala.Bagi memahami dengan lebih lanjut berkaitan susunan elektron di dalam orbital kita perlu mengetahui beberapa peraturan penting, iaitu:

1. Bilangan elektron di dalam petala. Jumlah maksimum elektron yang dapat diisi dalam setiap petala dikaitkan dengan hubungan 2n2, di mana n ialah nombor kuantum utama.

2. Bilangan elektron di dalam orbital. Pada tahun 1926, Wolfgang Pauli (1900 – 1958)telah merumuskan bahawa setiap elektron dalam suatu atom mesti mempunyai satu set empat nombor kuantum yang tertentu dan tidak mungkin sama dengan elektron yang lain. Prinsip ini dikenali sebagai Prinsip Pemencilan Pauli. Rentetan daripada itu, jumlah maksimum elektron yang dapat diisi dalam setiap orbital ialah 2. Kedua-dua elektron tersebut mempunyai spin dan harus diisi dalam arah putaran berlawanan. Kedua-dua elektron ini dibezakan oleh nombor kuantum spin (ms) dengan masing-masing bernilai +½ atau -½.

3. Aras tenaga orbital. a. Di dalam petala yang sama, aras tenaga bagi subpetala di dalamnya bertambah mengikut

pertambahan nombor kuantum momentum sudut (). Sebagai contoh, orbital di petala 3 mempunyai aras tenaga seperti berikut: 3d> 3p>3s.

b. Untuk orbital yang sama jenis, aras tenaga tersebut bertambah apabila nombor kuantum utama (n) bertambah. Sebagai contoh 1s< 2s< 3s. Walaubagaimanapun tertib seperti ini tidak berlaku pada orbital berlainan jenis. Misalnya aras tenaga orbital 3d> 4s. Bagi memudahkan kita menyusun aras tenaga subpetala atau orbital ini, kita boleh menggunakan Aturan Aufbau (Aufbau bermaksud ‘pembinaan’ dalam Bahasa Jerman). Aturan ini menghasilkan susunan aras tenaga seperti berikut: 1s< 2s< 2p< 3s< 3p< 4s< 3d< 4p< 5s< 4d< 5p< 6s< 4f< 5d..... dan seterusnya.Aturan Aufbau ini diperihalkan melalui Rajah 6.3.

Rajah 6.3Sistem Aturan Aufbau

1s

2s

3s

4s

5s

6s

2p

3p

4p

5p

6p

3d

4d

5d

6d

4f

5f

6f

5g

6g 6h

1

2

4

6

9

12

3

5

8

11

15

7

10

18

14

13

17

22

21

26 31

A t o m d a n S t r u k t u r E l e k t r o n ( 2 ) | 139

4. Pengisian elektron. Satu elektron dalam atom akan memasuki orbital kosong yang mempunyai aras tenaga yang paling rendah terlebih dahulu dengan arah pusingan paksi yang sama. Bagi orbital yang mempunyai lebih dari satu subpetala, elektron perlu diisi dengan arah orientasi spin yang sama terlebih dahulu dan kemudian mengisi subpetala yang separuh penuh dengan arah orientasi spin yang berlawanan. Semua elektron berspin tunggal dalam satu orbital dianggap mempunyai spin positif. Kaedah pengisian elektron dalam orbital ini dikenali sebagai Aturan Hund. Konfigurasi elektron unsur dalam Jadual Berkala diringkaskan seperti dalam Jadual 6.3.

Berikut ialah penulisan konfigurasi elektron bagi atom Mg dan ion 2Mg

Mg: 1s2 2s2 2p6 3s2 2Mg : 1s2 2s2 2p6

Cuba anda fikirkan bagaimanakah kita boleh mengisi 5 elektron pada orbital 2p? Secara amnya, terdapat tiga langkah yang perlu dilakukan bagi menjawab soalan ini.

Langkah 1:

Seperti yang telah kita pelajari pada subtopik 6 (orbital dan tenaga orbital), jumlah orbital bagi 2p dapat dikira

menggunakan Persamaan 6.6, di mana ialah 1. Oleh itu, jumlah orbital bagi 2p ialah 2(1) + 1 = 3. Untuk menggambarkan 3 orbital ini, kita perlu melukis 3 kotak empat segi. Selain dari kotak empat segi, kita juga boleh juga gunakan satu garis atau bulatan.

Langkah 2:

Bagi mengisi orbital, elektron berspin positif (ms= +½) boleh diwakili dengan anak panah ke atas, manakala elektron berspin negatif (ms= -½) boleh diwakili dengan anak panah ke bawah. Kita perlu mengisi tiga elektron yang pertama dengan anak panah ke atas terlebih dahulu seperti berikut:

↑ ↑ ↑

Langkah 3:

Setelah selesai mengisi 3 elektron dalam 3 orbital, kita perlu mengisi baki 2 elektron ke dalam 2 orbital pertama dengan arah anak panah ke bawah seperti berikut:

↑↓ ↑↓ ↑

Kita telah berjaya mengisi ke semua elektron dalam orbital 2p.

Sebelum kita menulis konfigurasi elektron, kita perlu terlebih dahulu membayangkan rupa atom yang terdiri daripada satu nukleus bercas positif yang dikelilingi oleh orbital atom yang kosong. Untuk membentuk satu atom yang neutral, sejumlah elektron perlu diisi dalam orbital kosong tersebut mengikut peraturan yang telah dibincangkan.

A t o m d a n S t r u k t u r E l e k t r o n ( 2 ) | 140

Sebagai contoh, bagaimanakah kita boleh menulis konfigurasielektron bagi atom karbon? Secara amnya terdapat tiga langkah yang perlu dilakukan bagi menjawab soalan ini.

Langkah 1: Penentuan bilangan elektron atom karbon.

Berdasarkan Jadual Berkala,atom karbon mempunyai nombor atom 6. Oleh itu, atom karbon mempunyai 6 elektron.

Langkah 2: Pengisian elektron dalam orbital.

Sebelum kita boleh menulis konfigurasi elektron bagi atom karbon, kita perlu gambarkan bagaimana kesemua elektron tersebut diisi dalam orbital atom karbon. Seperti yang telah kitapelajari, elektron perlu diisi dalam orbital yang mempunyai aras tenaga yang lebih rendah terlebih dahulu. Berdasarkan Aturan Aufbau, 2 elektron pertama perlu diisi dalam orbital 1s. Elektron ketiga dan keempat pula, perlu diisi dalam orbital 2s. Manakala, baki 2 elektron perlu diisi dalam orbital 2p. Ini dapat digambarkan seperti berikut:

↑↓ ↑↓ ↑ ↑

1s 2s 2p

Langkah 3: Penulisan konfigurasi elektron

Konfigurasi elektron bagi atom karbon dapat ditulis sebagai 1s2 2s2 2p2.

Konfigurasi elektron yang dibentuk melalui kaedah ini ternyata amat berguna dalam mengelaskan unsur kepada kumpulan tertentu sebagaimana yang terdapat dalam Jadual Berkala. Bagi atom yang mempunyai nombor atom yang lebih tinggi, penulisan konfigurasi secara ini melibatkan lebih banyak orbital atom. Oleh itu, dalam membentuk konfigurasi elektron pada atom berelektron banyak, dicadangkansupaya konfigurasi orbital petala dalam yang penuh terisi tidak diutamakan. Dengan demikian, konfigurasi elektron di petala paling luar dalam suatu atom dapat ditentukan. Elektron berada dalam petala paling luar dikenali sebagai elektron valens.

Sebagai contoh, konfigurasi elektron bagi atom natrium ialah 1s22s22p63s1. Maka, bilangan elektron valens bagi natrium ialah 1.Cara lain yang diterima untuk menggantikan konfigurasi elektron petala dalam bagi suatu atom adalah dengan menggantikan konfigurasi gas adi yang berkaitan. Simbol bagi unsur gas adi berkenaan ditulis dihadapan dan diikuti dengan konfigurasi elektron orbital yang terluar. Oleh itu, konfigurasi bagi atom natrium boleh ditulis sebagai [Ne] 3s1 (Jadual 6.2).

1s2 2s2 2p6 3s1

Orbital petala dalam Orbital petala luar

Dalam kes-kes tertentu terdapat atom yang mempunyai elektron petala luar yang berlainan aras. Misalnya bagi atom Mn dengan konfigurasi elektron [Ar] 4s2 3d5. Pelajar selalu menganggap bahawa Mn mempunyai 5 elektron valens. Anggapan ini adalah salah sama sekali.Sebenarnya, bilangan elektron valens bagi Mn ialah 7kerana terdapat pertindihan aras tenaga 4sdan 3d.Keadaan ini membenarkan elektron mengalami peralihan walaupun orbital berada dalam petala yang berlainan. Perkara ini sering menimbulkan kekeliruan di kalangan pelajar. Oleh sebab itu, saranan untuk mengabaikan orbital-orbital petala dalam tidak boleh dibuat dengan begitu mudah.

A t o m d a n S t r u k t u r E l e k t r o n ( 2 ) | 141

Sungguhpun terdapat beberapa penyimpangan terhadap penyusunan elektron pada beberapa atom, kita perlu tahu bahawa penyimpangan ini hanya berlaku pada dua orbital yang saling berdekatan yang aras tenaganya saling bertukar, misalnya di antara orbital 4s dengan 3d, 5s dengan 4d, 4f dengan 5d, dan 5f dengan 6d. Sebagai contoh, konfigurasi elektron atom kromium mempunyai orbital 4s dan 3d yang hampir degenerat atau perbezaan tenaga antara dua aras orbital ini lebih kecil daripada tenaga untuk elektron membentuk pasangan. Oleh itu, elektron akan cenderung secara berasingan menempati kedua-dua orbital ini dengan spin tunggal yang selari sebagai [Ar] 4s1 3d5. Pada atom kuprum pula, aras tenaga orbital 4s didapati lebih tinggi daripada 3d. Dengan ini, elektron akan mengisi sehingga penuh dahulu kelima-lima orbital 3d sebelum memasuki orbital 4s.Ini menjadikan konfigurasinya sebagai [Ar] 4s1 3d`10.

Jadual 6.3Konfigurasi elektron unsur keadaan asas

Nombor atom

Simbol Konfigurasi elektron Nombor

atom Simbol Konfigurasi elektron

1 H 1s1 34 Se [Ar] 4s2 3d10 4p4

2 He 1s2 35 Br [Ar] 4s2 3d10 4p5

3 Li [He] 2s1 36 Kr [Ar] 4s2 3d10 4p6

4 Be [He] 2s2 37 Rb [Kr] 5s1

5 B [He] 2s2 2p1 38 Sr [Kr] 5s2

6 C [He] 2s2 2p2 39 Y [Kr] 5s2 4d1

7 N [He] 2s2 2p3 40 Zr [Kr] 5s2 4d2

8 O [He] 2s2 2p4 41 Nb [Kr] 5s2 4d3

9 F [He] 2s2 2p5 42 Mo [Kr] 5s1 4d5

10 Ne [He] 2s2 2p6 43 Tc [Kr] 5s2 4d5

11 Na [Ne] 3s1 44 Ru [Kr] 5s1 4d7

12 Mg [Ne] 3s2 45 Rh [Kr] 5s1 4d8

13 Al [Ne] 3s2 3p1 46 Pd [Kr] 4d10

14 Si [Ne] 3s2 3p2 47 Ag [Kr] 5s1 4d10

15 P [Ne] 3s2 3p3 48 Cd [Kr] 5s2 4d10

16 S [Ne] 3s2 3p4 49 In [Kr] 5s2 4d10 5p1

17 Cl [Ne] 3s2 3p5 50 Sn [Kr] 5s2 4d10 5p2

18 Ar [Ne] 3s2 3p6 51 Sb [Kr] 5s2 4d10 5p3

19 K [Ar] 4s1 52 Te [Kr] 5s2 4d10 5p4

20 Ca [Ar] 4s2 53 I [Kr] 5s2 4d10 5p5

21 Sc [Ar] 4s2 3d1 54 Xe [Kr] 5s2 4d10 5p6

22 Ti [Ar] 4s2 3d2 55 Cs [Xe] 6s1

23 V [Ar] 4s2 3d3 56 Ba [Xe] 6s2

24 Cr [Ar] 4s1 3d5 57 La [Xe] 6s2 5d1

25 Mn [Ar] 4s2 3d5 58 Ce [Xe] 6s2 4f1 5d1

26 Fe [Ar] 4s2 3d6 59 Pr [Xe] 6s2 4f3

27 Co [Ar] 4s2 3d7 60 Nd [Xe] 6s2 4f4

28 Ni [Ar] 4s2 3d8 61 Pm [Xe] 6s2 4f5

29 Cu [Ar] 4s1 3d10 62 Sm [Xe] 6s2 4f6

30 Zn [Ar] 4s2 3d10 63 Eu [Xe] 6s2 4f7

31 Ga [Ar] 4s2 3d10 4p1 64 Gd [Xe] 6s2 4f7 5d1

32 Ge [Ar] 4s2 3d10 4p2 65 Tb [Xe] 6s2 4f9

33 As [Ar] 4s2 3d10 4p3 66 Dy [Xe] 6s2 4f10

A t o m d a n S t r u k t u r E l e k t r o n ( 2 ) | 142

SambunganJadual 6.3 Konfigurasi elektron unsur keadaan asas

6.9 Kaedah penulisan pengisian konfigurasi elektron

Pengisian konfigurasi elektron boleh diisi dengan pelbagai cara. Dengan mengambil kira contoh unsur nitrogen

dengan nombor atom 7, konfigurasi elektron dapat ditulis seperti berikut:

1. Notasi spdf (terkondensasi): N: 1s2 2s2 2p3

Ini bermaksud pada orbital 1s terdapat 2 elektron, pada orbital 2s ada 2 elektron dan pada orbital 2p terdapat 3

elektron yang terisi.

2. Notasi spdf (terkembangkan) N: 1s2 2s2 2px1 2py

1 2pz1

3. Bentuk kotak yang dikenali sebagai gambarajah orbital.

↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑

1s 2s 2p

Nombor atom

Simbol Konfigurasi elektron Nombor

atom Simbol Konfigurasi elektron

67 Ho [Xe] 6s2 4f11 88 Ra [Rn] 7s2

68 Er [Xe] 6s2 4f12 89 Ac [Rn] 7s1 6d1

69 Tm [Xe] 6s2 4f13 90 Th [Rn] 7s1 6d2

70 Yb [Xe] 6s2 4f14 91 Pa [Rn] 7s2 5f2 6d1

71 Lu [Xe] 6s2 4f14 5d1 92 U [Rn] 7s2 5f3 6d1

72 Hf [Xe] 6s2 4f14 5d2 93 Np [Rn] 7s2 5f4 6d1

73 Ta [Xe] 6s2 4f14 5d3 94 Pu [Rn] 7s2 5f6

74 W [Xe] 6s2 4f14 5d4 95 Am [Rn] 7s2 5f7

75 Re [Xe] 6s2 4f14 5d5 96 Cm [Rn] 7s2 5f7 6d1

76 Os [Xe] 6s2 4f14 5d6 97 Bk [Rn] 7s2 5f9

77 Ir [Xe] 6s2 4f14 5d7 98 Cf [Rn] 7s2 5f10

78 Pt [Xe] 6s2 4f14 5d9 99 Es [Rn] 7s2 5f11

79 Au [Xe] 6s1 4f14 5d10 100 Fm [Rn] 7s2 5f12

80 Hg [Xe] 6s2 4f14 5d10 101 Md [Rn] 7s2 5f13

81 Tl [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p1 102 No [Rn] 7s2 5f14

82 Pb [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p2 103 Lr [Rn] 7s2 5f14 6d1

83 Bi [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p3 104 Unq [Rn] 7s2 5f14 6d2

84 Po [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p4 105 Unp [Rn] 7s2 5f14 6d3

85 At [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p5 106 Unh [Rn] 7s2 5f14 6d4

86 Rn [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p6 107 Uns [Rn] 7s2 5f14 6d5

87 Fr [Rn] 7s1 108 Uno [Rn] 7s2 5f14 6d6

A t o m d a n S t r u k t u r E l e k t r o n ( 2 ) | 143

4. Gambarajah penyusunan orbital mengikut aras tenaga.

5. Penulisan berdasarkan nilai nombor kuantum. Contohnya:

2p1 adalah merujuk kepada

Latihan 6.1 Hitung panjang gelombang bagi :

a) Satu elektron yang bergerak pada halaju 1.2 x 107 ms-1 dan mempunyai jisim 9.1 x 10-28 g.

b) Satu bola tenis yang mempunyai jisim 0.15 kg dan bergerak selaju 41.2 ms-1. (1 J = 1kg.m2.s-2)

6.2 Hitungkan ketakpastian pada halaju bagi:

a) Satu bola berjisim 0.15 kg,

b) Satu elektron berjisim 9.1 x 10-31 kg

Jika kedudukan setiap objek berada dalam jarak 1.0 x 10-11 m

6.3 Apabila logam litium dipanaskan,atom-atomnya memancarkan foton cahaya merah dengan panjang gelombang 670.8 nm. Berapakah tenaga dalam Joule dan frekuensi cahaya ini.

6.4 Tentukan nilai yang mungkin bagi soalan berikut:

(a) Semua nilai muntuk subpetala = 5

(b) Nilai ms untuk subpetala = 3

(c) Semua nilai untuk petala n = 6

(d) Nilai n, , mdan ms untuk 2 elektron dalam atom He.

↑ ↑ ↑ 2p

↑↓ 2s

↑↓ 1s

n =2

=1

m=0 (2, 1,0,+½)

ms =+½

Aras tenaga

A t o m d a n S t r u k t u r E l e k t r o n ( 2 ) | 144

6.5 Tulis konfigurasi elektron dan lukis gambarajah orbital valens bagi atom berikut:

(a) Be (b) N (c) Si

Jawapan 6.1 (a) 6.1 x 10-11 m

(b) 1.1 x 10-34 m

6.2 (a) ∆υx 10-23

ms-1( Nilai terlalu kecil dan boleh diabaikan)

(b) ∆υx 106 ms

-1

6.3 2.96 x 10-19 J , 4.47 x 1014 s-1

6.4(a) = 5

m= -5, -4, -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5

(b) = 3

ms = +½, -½

(c)n = 6

= 5, 4, 3, 2, 1, 0

(d) He (1s2)

Elektron pertama: n = 1, = 0, m= 0, ms = +½

Elektron kedua: : n = 1, = 0, m= 0, ms = -½

6.5 Penyelesaian

(a) Be: 1s2 2s2

2s2

(b) N: 1s2 2s2 2p3

2s2 2p3

(c) Si: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2

3s2 3p2

↑↓

↑↓ ↑ ↑ ↑

↑↓ ↑ ↑

A t o m d a n S t r u k t u r E l e k t r o n ( 2 ) | 145

Rujukan

Brady, J. E., & Senese, F. (2004). Chemistry - Matter and Its Changes 4th Edition. New Jersey: John Wiley & Sons

Inc.

Brown, T. L., LeMay, H. E., & Bursten, B. E. (2005). Chemistry the Central Science. London: Prentice Hall.

Chang, R. (2007). Chemistry 9th Edition. New York: McGraw-Hill Higher Education.

Silberberg, M. S. (2006). The Molecular Nature and Matter and Change 5th Edition. New York: Mc-Graw-Hill Higher

Education.