Konfigurasi Elektron dan Diagram OrbitalPost under Kimia, Kimia SMA, Materi Pelajaran, Materi SMA

Dalam penulisan konfigurasi elektron dan diagram orbital perlu berlandaskan pada tiga prinsip utama

yaitu prinsip aufbau, aturan Hund dan aturan penuh setengah penuh.

A. Azas Aufbau

Azas Aufbau menyatakan bahwa :“Pengisian elektron dimulai dari subkulit yang berenergi paling rendah

dilanjutkan pada subkulit yang lebih tinggi energinya”. Dalam setiap sub kulit mempunyai batasan

elektron yang dapat diisikan yakni :

Subkulit s maksimal berisi 2 elektron

Subkulit p maksimal berisi 6 elektron

Subkulit d maksimal berisi 10 elektron

Subkulit f maksimal berisi 14 elektron

Berdasarkan ketentuan tersebut maka urutan pengisian (kofigurasi) elektron mengikuti tanda panah pada

gambar berikut!

Berdasarkan diagram di atas dapat disusun urutan konfigurasi elektron sebagai berikut :

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 …. dan seterusnya

Keterangan :

Jumlah elektron yang ditulis dalam konfigurasi elektron merupakan jumlah elektron maksimal dari subkulit

tersebut kecuali pada bagian terakhirnya yang ditulis adalah elektron sisanya. Perhatikan contoh di

bawah ini :

Jumlah elektron Sc adalah 21 elekron kemudian elektron-elektron tersebut kita isikan dalam konfigurasi

elektron berdasarkan prinsip aufbau di atas. Coba kalian perhatikan, ternyata tidak selalu kulit yang lebih

rendah ditulis terlebih dahulu (4s ditulis dahulu dari 3d). Hal ini karena semakin besar nomor kulitnya

maka selisih energi dengan kulit di atasnya semakin kecil sementara jumlah sub kulitnya semakin banyak

sehingga terjadi tumpang tindih urutan energi sub kulitnya. Untuk mempermudah penilisan

tingkatenerginya digunakan prinsip aufbau di atas. Untuk keteraturan penulisan, 3d boleh ditulis terlebih

dahulu dari 4s namun pengisian elektronnya tetap mengacu pada prinsip aufbau. hal ini terkesan remeh

tapi penting..... jadi bila kalian disuruh menuliskan bilangan kuantum dari elektron terakhir dari Sc maka

elektron tersebut terletak pada sub kulit 3d bukan 4s, walau dalam penulisan terakhir sendiri adalah sub

kulit 4s.....cirinya pada sub kulit 3d tidak terisi penuh elektron sedangkan sub kulit 4s nya terisi penuh.

Penulisan konfigurasi elektron dapat disingkat dengan penulisan atom dari golongan gas mulia yaitu : He

(2 elektron), Ne (10 elektron), Ar (18 elektron), Kr (36 elektron), Xe (54 elektron) dan Rn ( 86 elektron).

Hal ini karena pada konfigurasi elektron gas mulia setiap sub kulitnya terisi elektron secara penuh.

Skema yang digunakan untuk memudahkan penyingkatan sebagai berikut :

Contoh penyingkatan konfigurasi elektron :

Konfigurasi elektron dalam atom selain diungkapkan dengan diagram curah hujan, seringkali

diungkapkan dalam diagram orbital. Ungkapan yang kedua akan bermanfaat dalam menentukan bentuk

molekul dan teori hibridisasi.

Yang harus diperhatikan dalam pembuatan diagram orbital :

1. Orbital-orbital dilambangkan dengan kotak

2. Elektron dilambangkan sebagai tanda panah dalam kotak

3. Banyaknya kotak ditentukan berdasarkan bilangan kuantum magnetik, yaitu:

4. Untuk orbital-orbital yang berenergi sama dilambangkan dengan sekelompok kotak yang bersisian,

sedangkan orbital dengan tingkat energi berbeda digambarkan dengan kotak yang terpisah.

5. Satu kotak orbital berisi 2 elektron, satu tanda panah mengarah ke atas dan satu lagi mengarah ke

bawah. Pengisan elektron dalam kotak-kotak orbital menggunakan aturan Hund.

B. Aturan Hund

Friedrich Hund (1927), seorang ahli fisika dari Jerman mengemukakan aturan pengisian elektron pada

orbital yaitu :

“orbital-orbital dengan energi yang sama, masing-masing diisi lebih dulu oleh satu elektron arah (spin)

yang sama dahulu kemudian elektron akan memasuki orbital-orbital secara urut dengan arah (spin)

berlawanan atau dengan kata lain dalam subkulit yang sama semua orbital masing-masing terisi satu

elektron terlebih dengan arah panah yang sama kemudian sisa elektronnya baru diisikan sebagai

elektron pasangannya dengan arah panah sebaliknya”.

Coba perhatikan contoh diagram elektron di bawah ini, khususnya pada bagian akhirnya :

Pada pengisian diagram orbital unsur S pada konfigurasi 3p4, 3 elektron diisikan terlebih dahulu dengan

gambar tanda panah ke atas baru sisanya 1 elektron digambar dengan tanda panah ke bawah.

C. 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 berakhiran pada sub kulit d berlaku aturan penuh setengah

penuh. Untuk lebih memahamkan teori ini perhatikan juga contoh di bawah ini :

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

dari contoh terlihat apabila 4s diisi 2 elektron maka 3d kurang satu elektron untuk menjadi setengah

penuh....maka elektron dari 4s akan berpindah ke 3d. hal ini juga berlaku untuk kasus :

29Cu = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9  menjadi 29Cu = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10

Penentuan Periode dan Golongan Suatu Unsur

Untuk menentukan letak periode suatu unsur relatif mudah. Periode suatu unsur sama dengan nomor

kulit terbesarnya dalam konfigurasi elektron. musalnya :

24Cr = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5

Nomor kulit terbesarnya adalah 4 (dalam 4s1) maka Cr terletak dalam periode 4

Sedangkan untuk menentukan golongan menggunakan tabel. Bila subkulit terakhirnya pada s atau p

maka digolongkan dalam golongan A (utama) sedangkan bila subkulit terakhirnya pada d maka

digolongkan dalam golongan B (transisi). Lebih lengkapnya coba perhatikan tabel di bawah ini :

Coba kalian perhatikan tabel di atas. Untuk memudahkan pengingatan golongan A dimulai dari golongan

I A sedangkan golongan B dimulai dari III B. selain itu jika subkulit terakhirnya p atau d maka sub kulit s

sebelumnya diikutkan. Pada golongan VI B dan I B berlaku aturan penuh setengah penuh.

Sebagai contoh :

24Cr = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5

Periode = 4

Golongan = VI B

Konfigurasi Elektron dengan Metode Subkulit

Konfigurasi Elektron Dengan Metode Subkulit

Sesuai dengan Aufbau, urutan pengisian elektron adalah :

1s-2s-2p-3s-3p-4s-3d-4p-5s-4d-5p-6s-4f-5d-6p-7s-5f-6d

Dengan jumlah elektron di subkulit :

• s – maksimum 2 elektron

• p – maksimum 6 elektron

• d – maksimum 10 elektron

• f – maksimum 14 elektron

Urutan di atas harus dihafal! Walaupun ada beberapa penyimpangan untuk kasus-kasus khusus,

yang akan kita bahas kemudian.

Contoh :

1H = 1s1

2He = 1s2

5B = 1s2 2s2 2p1

 = 1s2 2s2 2p4

10Ne = 1s2 2s2 2p6

17Cl = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

26Fe = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6

82Pb = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p2

Terlihat bahwa untuk atom-atom dengan nomor atom besar, sangat panjang dalam menulis

konfigurasi elektronnya. Oleh karena itu, dapat digunakan konfigurasi elektron gas mulia yang

terdekat yang lebih kecil daripada nomor atom tersebut. Adapun konfigurasi elektron gas mulia

adalah :

• 2He = 1s2

• 10Ne = 1s2 2s2 2p6 = [He] 2s2 2p6

• 18Ar = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 = [Ne] 3s2 3p6

• 36Kr = [Ar] 4s2 3d10 4p6

• 54Xe = [Kr] 5s2 4d10 5p6

• 86Rn = [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p6

Dengan demikian, konfigurasi 17Cl dapat dengan cepat ditulis [Ne] 3s2 3p5, konfigurasi 26Fe

dapat dituliskan [Ar] 4s2 3d6, dan konfigurasi 82Pb dapat dituliskan [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p2.

Kestabilan subkulit d yang terisi setengah penuh atau penuh.

Simak konfigurasi elektron berikut :

24Cr = [Ar] 4s2 3d4 29Cu = [Ar] 4s2 3d9 Sesuai aturan Aufbau

Padahal dalam eksperimen, konfigurasi elektron 24Cr dan 29Cu adalah :

24Cr = [Ar] 4s1 3d5 29Cu = [Ar] 4s1 3d10

Terlihat bahwa satu elektron yang mengisi kulit 4s berpindah ke kulit 3d, sehingga orbital-orbital

di subkulit 3d berisi 5 elektron atau 10 elektron. Hal ini berkaitan dengan kestabilan atom-atom

apabila kulit d terisi setengah penuh (5 elektron) atau penuh (10 elektron). Unsur-unsur lain yang

juga mengalami penyimpangan aturan adalah 42Mo, 47Mo, serta 79Au. Cobalah untuk

mengkonfigurasikan elektron mereka.

Tabel Periodik dengan Metode Subkulit

Dengan mengetahui konfigurasi elektron suatu unsur, kita dapat dengan cepat dan mudah

mengetahui di periode berapakah atau golongan berapakah suatu unsur terletak dalam tabel

periodik.

Menentukan Nomor Periode

Nomor periode didapatkan dari kulit terluar yang terdapat dalam konfigurasi elektron tersebut.

Menentukan Golongan

Untuk menentukan golongan, dibutuhkan subkulit valensi (subkulit yang dapat digunakan untuk

berikatan dengan unsur lain), yang nantinya akan bertindak sebagai elektron valensi.

19K = [Ar] 4s1 . Subkulit valensi adalah 4s. Jumlah dari elektron yang ada di 4s adalah 1. Jadi K

berada di golongan IA. (Aturan 1)

31Ga = [Ar] 4s2 3d10 4p3. Subkulit valensi adalah 4s dan 4p. Jumlah dari elektron yang ada di 4s

dan 4p adalah 2+3 = 5 elektron. Jadi Ga berada di golongan VA. (Aturan 1)

43Te = [Kr] 5s2 4d5 . Subkulit valensi adalah 5s dan 4d. Jumlah dari elektron yang ada di 5s dan

4d adalah 7. Jadi Te berada di golongan VIIB.

47Ag = [Kr] 5s1 4d10. Subkulit valensi adalah 5s dan 4d. Jumlah dari elektron yang ada di 5s dan

4d adalah 11. Jadi Ag berada di golongan IB.

63Eu = [Xe] 6s2 4f5. Subkulit valensi adalah 6s dan 4f. Karena subkulit valensi adalah ns dan (n-

2)f, maka unsur ini tergolong lantanida, yang berada di golongan IIIB.

Jika dirangkum dalam tabel, subkulit valensi dari atom semua golongan adalah :

Golongan Utama Golongan Transisi

IA ns1 1 + 0 = 1 IB ns1 (n-1)d10 1 + 10 = 11

IIA ns2 2 + 0 = 2 IIB ns2 (n-1)d10 2 + 10 = 12

IIIA ns2 np1 2 + 1 = 3 IIIB ns2 (n-1)d1 2 + 1 = 3

IVA ns2 np2 2 + 2 = 4 IVB ns2 (n-1)d2 2 + 2 = 4

VA ns2 np3 2 + 3 = 5 VB ns2 (n-1)d3 2 + 3 = 5

VIA ns2 np4 2 + 4 = 6 VIB ns1 (n-1)d4 2 + 4 = 6

VIIA ns2 np5 2 + 5 = 7 VIIB ns2 (n-1)d5 2 + 5 = 7

VIIIA ns2 np6 2 + 6 = 8 VIIIB ns2 (n-1)d6, 7, 8 8, 9, 10

40Zr 1. Buat dulu konfigurasi elektronnya40Zr =  1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d2

 2.  Keempat bilangan kuantum ditentukan dari konfigurasi elektron terakhir, yaitu 4d2

 3.  Karena Tingkat energi pada konfigurasi terakhir adalah 4, maka bil.kuantum utama (n) = 4 4.  Karena konfigurasi berakhir di blok d, maka harga bilangan kuantum azimut (l) = 2  ( Jika berakhir di sub kulit s → l=0, p → l=1, d → l=2, f → l=3, dst..) 5. Karena berakhir pada blok  d, maka jumlah orbital pada sub kulit d ada 5, yaitu dari –l, sampai dengan +l, termasuk 0, yaitu -2, -1, 0, +1, +2, dan karena jumlah elektron pada konfigurasi terakhir sebanyak 2, maka panah elektron diisi dari magnetik -2, dan -1, (yang lain kosong karena jumlah elektronnya hanya ada 2) maka harga bilangan kuantum magnetik (m) = – 1 6. karena arah panahnya ke atas, maka harga bilangan kuantum spin (s) = +½KESIMPULAN :  dari unsur 40Zr didapat  n = 4, l = 2, m = –1, s = +½PERIODE didapat dari tingkat energi tertinggi pada konfigurasi elektron, yaitu 5 pada 5s2, sehingga 40Zr akan berada pada Periode 5.

 Sedangkan GOLONGAN, karena berakhir di blok d, maka pasti Golongan B, jumlah elektron pada 5s2 dan 4d2kemudian di jumlah, yaitu 2 + 2 = 4 ditulis dengan angka romawi (IV), sehingga 40Zr akan berada pada Golongan IVB CATATAN UNTUK MENENTUKAN GOLONGAN :Jika berakhir di sub kulit s atau p, maka golongan A,Jika berakhir di sub kulit d, maka golongan BJika berakhir di sub kulit f, maka golongan lantanida / aktinida (jika periode 6 maka lantanida, dan jika periode 7 aktinida) 

KESIMPULAN :

40Zr → Periode 5, Golongan IVB

Ada empat bilangan kuantum yang akan kita kenal, yaitu bilangan kuantum utama (n), bilangn kuantum

Azimut (l), bilangan kuantum magnetic (m) dan bilangan kuantum spin (s).

A. Bilangan Kuantum Utama (n)

Lambang dari bilangan kuantum utama adalah “n” (en kecil). Bilangan kuantum utama menyatakan kulit

tempat ditemukannya elektron yang dinyatakan dalam bilangan bulat positif. Nilai bilangan itu di mulai

dari 1, 2, 3 dan seterusnya.

Jenis kulit-kulit dalam konfigurasi elektron dilambagkan dengan huruf K, L, M, N dan seterusnnya. Kulit

yang paling dekat dengan inti adalah kulit K dan bilangan kuantum kulit ini = 1. Kulit berikutnya adalah L

yang mempunyai bilangan kuantum utama = 2 dan demikian seterusnya untuk kulit-kulit berikutnya.

Untuk lebih jelasnya coba perhatikan tabel di bawah ini

Dari tabel di atas terlihat bahwa bilangan kuantum utama berhubungan dengan kulit atom sehingga

bilangan kuantum utama dapat Anda gunakan untuk menentukan ukuran orbit (jari-jari) berdasarkan jarak

orbit elektron dengan inti atom. Kegunaan lainnya, Anda dapat mengetahui besarnya energi potensial

elektron. Semakin dekat jarak orbit dengan inti atom maka kekuatan ikatan elektron dengan inti atom

semakin besar, sehingga energi potensial elektron tersebut semakin besar.

B. Bilangan Kuantum Azimut (l)

Bilangan kuantum azimut menyatakan subkulit tempat elektron berada dan bentuk orbital, serta

menentukan besarnya momentum sudut elektron terhadap inti. Bilangan kuantum ini berhubungan

dengan subkulit atom. Lambang subkulit ini adalah s, p, d, f dan seterusnya. Nilai bilangan kuantum

azimut dimulai dari angka nol (0). Jadi secara urut subkulit s mempunyai bilangan kuantum azimut = 0,

subkulit p mempunyai bilangan kuantum azimut = 1, subkulit d mempunyai bilangan kuantum azimut = 2

dan demikian seterusnya.

Besarnya bilangan kuantum azimut yang mungkin tergantung pada nilai bilangan kuantum utama (n). Bila

n=1, maka hanya ada satu kemungkinan nilai bilangan kuantum azimut yaitu l = 0 karena pada kulit

pertama (K) hanya terdiri dari satu subkulit yaitu subkulit s. Sedangkan n=2, maka ada dua subkulit yang

mungkin yaitu l = 0 dan l = 1 karena pada kulit kedua (L) ada dua subkulit yaitu sub kulit s dan p.

Bagaimana dengan kulit berikutnya?

Kulit M, maka nilai n = 3 dan l = 0, 1, dan 2 karena mempunyai subkulit s, p, dan d.

Kulit N, maka nilai n = 4 dan l = 0, 1, 2, dan 3 karena mempunyai subkulit s, p, d, dan f.

Jadi nilai bilangan kuantum azimut tidak mungkin sama atau lebih besar dari bilangan kuantum

utamanya. Maksimal nilai l = n – 1.

C. Bilangan Kuantum Magnetik (m)

Bilangan kuantum magnetik menyatakan orbital tempat ditemukannya elektron pada subkulit tertentu dan

arah momentum sudut elektron terhadap inti. Sehingga nilai bilangan kuantum magnetik berhubungan

dengan bilangan kuantum azimut dan bernilai dari - l hingga + l (l = nilai bilangan kuantum azimutnya).

Misalnya subkulit s mempunyai nilai l = 0 maka bilangan kuantum magnetiknya (m) = 0. Angka nol ini

melambangkan satu-satunya orbital yang ada pada subkulit s. Sub kulit p mempunyai nilai l = 1 maka

bilangan kuantum magnetiknya = - 1, 0, +1. Angka-angka tersebut melambangkan 3 orbital yang ada

pada subkulit p. Subkulit d mempunyai nilai l = 2 maka bilangan kuantum magnetiknya = - 2, - 1, 0, + 1, +

2. Angka-angka tersebut melambangkan 5 orbital yang ada pada subkulit d dan demikian seterusnya.

Dari tabel di atas terlihat bahwa nilai magnetik (m) diantara - l sampai + l (l = bilangan kuantum azimut).

Nilai bilangan kuantum magnetik suatu elektron tergantung pada letak elektron tersebut dalam orbital.

Nama-nama kotak di atas sesuai dengan bilangan kuantum magnetiknya. Dan perlu diingat juga dengan

mengabaikan tanda -/+ maka nilai m tidak mungkin lebih besar dari nilai l. 

D. Bilangan Kuantum Spin (s)

Bilangan kuantum spin menyatakan arah rotasi elektron pada porosnya. Dalam satu orbital dapat berisi

elektron tunggal atau sepasang elektron. Ada dua kemungkinan arah rotasi yaitu searah jarum jam atau

berlawanan arah jarum jam. Begitulah elektron yang berotasi, bila searah jarum jam maka memiliki nilai s

= + ½ dan dalam orbital dituliskan dengan tanda panah ke atas. Sebaliknya untuk elektron yang berotasi

berlawanan arah jarum jam maka memiliki nilai s = - ½ dan dalam orbital dituliskan dengan tanda panah

ke bawah.

Dari uraian arah rotasi maka kita dapat mengetahui bahwa dalam satu orbital atau kotak maksimum

memiliki 2 elektron. Bila dalam orbital terdiri dari satu elektron maka nilai s = + ½ karena elektron tersebut

berputar searah jarum jam. Dan bila dalam orbital terdiri dari 2 elektron maka nilai s = - ½ karena

menunjukkan elektron tersebut merupakan pasangan elektron sebelumnya yang berputar searah jarum

jam sehingga mempunyai perputaran sebaliknya yaitu berlawanan dengan arah jarum jam.

Azas Larangan Pauli

W. Pauli (1924) mengemukakan Azas Larangan Pauli “Tidak boleh ada elektron dalam satu atom yang

memiliki ke empat bilangan kuantum yang sama”.

Fungsi Bilangan Kuantum

Keempat bilangan kuantum tersebut digunakan untuk menunjukkan letak elektron terakhir (terluar) dari

suatu atom. Dimulai dari letak kulit atom (bilangan kuantum utama), subkulit atom (bilangan kuantum

azimut), letak orbital (bilangan kuantum magnetik) hingga perputaran elektronnya (bilangan kuantum

spin). Sehingga bilangan kuantum ini bersifat spesifik sesuai dengan azas larangan pauli. Selanjutnya

kita gabungkan keempat bilangan kuantum tersebut untuk menentukan identitas suatu elektron. Agar

dapat menentukan dengan tepat maka kita harus paham dengan konfigurasi elektron dan diagram orbital

terlebih dahulu.

Sebagai contoh konfigurasi elektron dan diagram orbital dari sulfur (S) seperti di bawah ini :

Untuk menentukan bilangan kuantum dari elektron terakhirnya kita cukup memperhatikan subkulit

terluarnya yakni 3p :

Penggambaran elektron terakhir yang diberi tanda merah. Elektron tersebut terletak pada kulit 3 berarti

bilangan kuantum utamanya (n) = 3. Terletak di subkulit p berarti bilangan kuantum azimutnya (l) = 1.

Sedangkan untuk menentukan bilangan kuantum magnetiknya kita perlu menamai tiap-tiap orbital dalam

subkulit 3p tersebut yakni angka yang berwarna hijau. Sesuai dengan diagram di atas maka nilai bilangan

kuantum magnetiknya (m) = - 1. Dan karena tanda panahnya ke bawah maka bilangan kuantum

spinnya (s) = - ½ .