Kimia DasarDosen : Irma Suryani S.Si.Disusun Oleh :

Atik Wigatiningsih Dian Triawisha Khusma Siti Hajar Chatami Prodi : Teknik Kimia/ Pagi

Tahun 2011/2012 Universitas Bhayangkara Jakarta Raya kampus II Jalan Perjuangan Bekasi Utara 17142 Telp : 88955882 Fax: 88955871

KATA PENGANTARPuji syukur kami panjatkan kepada Tuhan Yang Maha Esa atas terselesaikannya makalah Kimia Dasar mengenai Struktur Atom dan Konfigurasi Elektron ini dengan penuh kemudahan. Tanpa pertolongan-Nya mungkin kami tidak akan mampu menyelesaikan makalah ini dengan baik. Makalah ini kami buat berdasarkan apa yang telah kami pelajari dalam mata kuliah Kimia Dasar. Makalah ini dibuat untuk memenuhi penilaian dan sebagai bahan presentasi dalam mata kuliah Kimia Dasar. Makalah ini berisi materi mengenai sejarah teori-teori atom, struktur atom, sifat-sifat unsur dalam Sistem Periodik Unsur, Konfigurasi Elektron dan Bilangan-Bilangan Kuantum. Selanjutnya, kami mengucapkan banyak terima kasih kepada Ibu Irma Suryani, S.Si. selaku dosen dalam mata kuliah Kimia Dasar yang telah membantu dalam penyusunan makalah ini dan teman- teman yang tidak bisa kami sebutkan satu persatu. Berkat masukan dan dorongan merekalah makalah ini dapat terselesaikan dengan baik dan tepat waktu. Akhir kata, tiada gading yang tak retak, demikian pula dengan makalah ini. Oleh karena itu, kami mohon saran dan kritik yang membangun dari para pembaca yang kami nantikan demi kesempurnaan makalah ini.

Bekasi ,4 Oktober 2011

Penyusun

A. Struktur AtomStruktur atom merupakan satuan dasar materi yang terdiri dari inti atom beserta awan elektron bermuatan negatif yang mengelilinginya. Inti atom mengandung campuran proton yang bermuatan positif dan neutron yang bermuatan netral (terkecuali pada Hidrogen-1 yang tidak memiliki neutron). Elektron-elektron pada sebuah atom terikat pada inti atom oleh gaya elektromagnetik. Demikian pula sekumpulan atom dapat berikatan satu sama lainnya membentuk sebuah molekul. Atom yang mengandung jumlah proton dan elektron yang sama bersifat netral, sedangkan yang mengandung jumlah proton dan elektron yang berbeda bersifat positif atau negatif dan merupakan ion. Atom dikelompokkan berdasarkan jumlah proton dan neutron pada inti atom tersebut. Jumlah proton pada atom menentukan unsur kimia atom tersebut, dan jumlah neutron menentukan isotop unsur tersebut. Istilah atom berasal dari Bahasa Yunani, yang berarti tidak dapat dipotong ataupun sesuatu yang tidak dapat dibagi-bagi lagi. Konsep atom sebagai komponen yang tak dapat dibagi-bagi lagi pertama kali diajukan oleh para filsuf India dan Yunani. Pada abad ke-17 dan ke-18, para kimiawan meletakkan dasar-dasar pemikiran ini dengan menunjukkan bahwa zat-zat tertentu tidak dapat dibagi-bagi lebih jauh lagi menggunakan metode-metode kimia. Selama akhir abad ke-19 dan awal abad ke-20, para fisikawan berhasil menemukan struktur dan komponen-komponen sub atom di dalam atom, membuktikan bahwa 'atom' tidaklah dapat dibagi-bagi lagi.Prinsip-prinsip mekanika kuantum yang digunakan para fisikawan kemudian berhasil memodelkan atom. Relatif terhadap pengamatan sehari-hari, atom merupakan objek yang sangat kecil dengan massa yang sama kecilnya pula. Atom hanya dapat dipantau menggunakan peralatan khusus seperti mikroskop penerowongan payaran. Lebih dari 99,9% massa atom berpusat pada inti atom, dengan proton dan neutron yang bermassa hampir sama. Setiap unsur paling tidak memiliki satu isotop dengan inti yang tidak stabil yang dapat mengalami peluruhan radioaktif. Hal ini dapat mengakibatkan transmutasi yang mengubah jumlah proton dan neutron pada inti. Elektron yang terikat pada atom mengandung sejumlah ras energi, ataupun orbital, yang stabil dan dapat mengalami transisi di antara ras tersebut dengan menyerap ataupun memancarkan foton yang sesuai dengan perbedaan energi antara ras. Elektron pada atom menentukan sifat-sifat kimiawi sebuah unsur dan memengaruhi sifat-sifat magnetis atom tersebut. 1.

Perkembangan Model Atom

Seorang filsuf Yunani yang bernama Democritus berpendapat bahwa jika suatu benda dibelah terus menerus, maka pada saat tertentu akan didapat akan didapat bagian yang tidak dapat dibelah lagi. Bagian seperti ini oleh Democritus disebut atom. Istilah atom berasal dari bahasa yunani a yang artinya tidak, sedangkan tomos yang artinya dibagi. Jadi, atom artinya tidak dapat dibagi lagi. Pengertian ini kemudian disempurnakan menjadi, atom adalah bagian terkecil dari suatu unsur yang tidak dapat dibelah lagi namun namun masih memiliki sifat kimia dan sifat fisika benda asalnya. Atom dilambangkan dengan ZXA, dimana A = nomor massa (menunjukkan massa atom, merupakan jumlah proton dan neutron), Z = nomor atom (menunjukkan jumlah elektron atau proton). Proton bermuatan positif, neutron tidak bermuatan (netral), dan elektron bermuatan negatif. Massa proton = massa neutron = 1.800 kali massa elektron. Atom-atom yang memiliki nomor atom sama dan nomor massa berbeda disebut isotop, atom-atom yang

memiliki nomor massa sama dan nomor atom berbeda dinamakan isobar, atom-atom yang memiliiki jumlah neutron yang sama dinamakan isoton.

2.

Macam-macam Model Atoma. Model Atom John Dalton

Pada tahun 1808, John Dalton yang merupakan seorang guru di Inggris, melakukan perenungan tentang atom. Hasil perenungan Dalton menyempurnakan teori atom Democritus. Bayangan Dalton dan Democritus adalah bahwa atom berbentuk pejal. Dalam renungannya Dalton mengemukakan postulatnya tentang atom: 1. Setiap unsur terdiri dari partikel yang sangat kecil yang dinamakan dengan atom 2. Atom dari unsur yang sama memiliiki sifat yang sama 3. Atom dari unsur berbeda memiliki sifat yang berbeda pula 4. Atom dari suatu unsur tidak dapat diubah menjadi atom unsur lain dengan reaksi kimia, atom tidak dapat dimusnahkan dan atom juga tidak dapat dihancurkan 5. Atom-atom dapat bergabung membentuk gabungan atom yang disebut molekul 6. Dalam senyawa, perbandingan massa masing-masing unsur adalah tetap Teori atom Dalton mulai membangkitkan minat terhadap penelitian mengenai model atom. Namun, teori atom Dalton memiliki kekurangan, yaitu tidak dapat menerangkan suatu larutan dapat menghantarkan arus listrik. Bagaimana mungkin bola pejal dapat menghantarkan arus listrik padahal listrik adalah elektron yang bergerak. Berarti ada partikel lain yang dapat menghantarkan arus listrik.

b. Model Atom J.J. ThomsonPada tahun 1897, J.J Thomson mengamati elektron. Dia menemukan bahwa semua atom berisi elektron yang bermuatan negatif. Dikarenakan atom bermuatan netral, maka setiap atom harus berisikan partikel bermuatan positif agar dapat menyeimbangkan muatan negatif dari elektron. Kelebihan model atom Thomson Membuktikan adanya partikel lain yang bermuatan negatif dalam atom. Berarti atom bukan merupakan bagian terkecil dari suatu unsur. Kelemahan model atom Thomson Model Thomson ini tidak dapat menjelaskan susunan muatan positif dan negatif dalam bola atom tersebut.

c. Model Atom Rutherford

Rutherford melakukan penelitian tentang hamburan sinar pada lempeng emas. Hasil pengamatan tersebut dikembangkan dalam hipotesis model atom Rutherford yaitu: a) Sebagian besar dari atom merupakan permukaan kosong. b) Atom memiliki inti atom bermuatan positif yang merupakan pusat massa atom. c) Elektron bergerak mengelilingi inti dengan kecepatan yang sangat tinggi. d) Sebagian besar partikel lewat tanpa mengalami pembelokkan/hambatan. Sebagian kecil dibelokkan, dan sedikit sekali yang dipantulkan. Kelemahan Model Atom Rutherford a) Menurut hukum fisika klasik, elektron yang bergerak mengelilingi inti memancarkan energi dalam bentuk gelombang elektromagnetik. Akibatnya, lama-kelamaan elektron itu akan kehabisan energi dan akhirnya menempel pada inti. b) Model atom rutherford ini belum mampu menjelaskan dimana letak elektron dan cara rotasinya terhadap ini atom. c) Elektron memancarkan energi ketika bergerak, sehingga energi atom menjadi tidak stabil. d) Tidak dapat menjelaskan spektrum garis pada atom hidrogen (H).

d. Model Atom Niels Bohr

Pada tahun 1913, Niels Bohr mengemukakan pendapatnya bahwa elektron bergerak mengelilingi inti atom pada lintasan-lintasan tertentu yang disebut kulit atom. Model atom Bohr merupakan penyempurnaan dari model atom Rutherford. Kelemahan teori atom Rutherford diperbaiki oleh Neils Bohr dengan postulat bohr : a) Elektron-elektron yang mengelilingi inti mempunyai lintasan dan energi tertentu. b) Dalam orbital tertentu, energi elektron adalah tetap. Elektron akan menyerap energi jika berpindah ke orbit yang lebih luar dan akan membebaskan energi jika berpindah ke orbit yang lebih dalam

Kelebihan model atom Bohr a) atom terdiri dari beberapa kulit untuk tempat berpindahnya elektron. Kelemahan model atom Bohr b) tidak dapat menjelaskan efek Zeeman dan efek Strack. c) Tidak dapat menerangkan kejadian-kejadian dalam ikatan kimia dengan baik, pengaruh medan magnet terhadap atom-atom, dan spektrum atom yang berelektron lebih banyak.

B. Bilangan KuantumPersamaan gelombang oleh Erwin Schrodinger memperjelas kemungkinan ditemukannya elektron melalui bilangan-bilangan kuantum. Daerah paling mungkin ditemukannya elektron disebut orbital, sehingga bilangan-bilangan akan memperjelas posisi elektron dalam atom. Ada empat bilangan kuantum yang akan kita kenal, yaitu bilangan kuantum utama (n), bilangan kuantum Azimut (I), bilangan kuantum magnetic (m) dan bilangan kuantum spin (s). Berikut ini adalah contoh soal bilangan kuantum : 1. Salah satu electron terluar yang terdapat dalam atom dengan nomor atom 20 mempunyai harga bilangan kuantum.. a. n = 1 l = 1 m = 1 s = +1/2 b. n = 2 l = 2 m = 2 s = -1/2 c. n = 3 l = 1 m = 2 s = +1/2 d. n = 4 l = 0 m = 0 s = +1/2 e. n = 4 l = 1 m = 1 s = -1/2 Jawaban Bilangan kuantum ada 4 yaitu bilangan kuantum utama (n), bilangan kuantum azimuth (l), bilangan kuantum magnetic (m), dan bilangan kuantum spin (s). Atom dengan nomor atom 20, mempunyai konfigurasi elektron sebagai berikut : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 Elektron terluar berada di orbital 4s sehingga : Bilangan kuantum utamanya n = 4 Bilangan kuantum azimutnya l = 0 (ingat orbital s nilai l nya adalah 0) Bilangan kuantum magnetiknya m = 0 Bilangan kuantum spinnya adalah s = 1/2 atau -1/2 Jadi elektron terluar atom tersebut memiliki konfigurasi elektron sebagai berikut : n = 4 l = 0 m = 0 s = +1/2 atau n = 4 l = 0 m = 0 s = -1/2 Jawaban D

1. Bilangan Kuantum UtamaDalam model atom Bohr, elektron dikatakan berada di dalam lintasan stasioner dengan tingkat energi tertentu. Tingkat energi ini berkaitan dengan bilangan kuantum utama dari elektron. Bilangan kuantum utama dinyatakan dengan lambang n sebagaimana tingkat energi elektron pada lintasan atau kulit ke-n. Bisa dikatakan bahwa bilangan kuantum utama berkaitan dengan kulit elektron di dalam atom. Bilangan kuantum utama membatasi jumlah elektron yang dapat menempati satu lintasan atau kulit berdasarkan persamaan berikut. Jumlah maksimum elektron pada kulit ke-n adalah 2n2

Tabel 1. Hubungan jenis kulit dan nilai bilangan kuantum utama. Jenis Kulit Nilai (n) K 1 L 2 M 3 N 4

2. Bilangan Kuantum Azimut (I)Elektron yang bergerak mengelilingi inti atom memiliki momentum sudut. Efek Zeeman yang teramati ketika atom berada di dalam medan magnet berkaitan dengan orientasi atau arah momentum sudut dari gerak elektron mengelilingi inti atom. Terpecahnya garis spektum atomik menandakan orientasi momentum sudut elektron yang berbeda ketika elektron berada di dalam medan magnet. Bilangan kuantum azimut menyatakan sub kulit tempat elektron berada dan bentuk orbital, serta menentukan besarnya momentum sudut elektron terhadap inti. Banyaknya subkulit tempat elektron berada tergantung pada nilai bilangan kuantum utama (n). Nilai bilangan kuantum azimut dari 0 sampai dengan (n - 1). Bila n = 1, maka hanya ada satu subkulit yaitu l = 0. Sedangkan n = 2, maka ada dua subkulit yaitu l = 0 dan l = 1. Seandainya dibuat dalam tabel maka akan tampak sebagai berikut :Tabel 2. Hubungan bilangan kuantum utama dan azimut serta subkulit. Bilangan Kuantum Bilangan Kuantum Banyaknya SubKulit Utama (n) Azimut (I) 1 0 1 2 0 2 1 3 0 3 1 2 4 0 4 1 2 3

Sub kulit yang harganya berbeda-beda ini diberi nama khusus: l = 0 ; sesuai sub kulit s (s = sharp) l = 1 ; sesuai sub kulit p (p = principle) l = 2 ; sesuai sub kulit d (d = diffuse) l = 3 ; sesuai sub kulit f (f = fundamental)Tabel 3. Hubungan subkulit sejenis dalam kulit yang berbeda pada atom. Kulit Nilai n Nilai I Jenis Subkulit K 1 0 1s L 2 0 2s 1 2p M 3 0 3s 1 3p 2 3d N 4 0 4s 1 4p 2 4d 3 4f

3. Bilangan Kuantum Magnetic (m)

Momentum sudut elektron L merupakan sebuah vektor. Jika vektor momentum sudut L diproyeksikan ke arah sumbu yang tegak atau sumbu-z secara tiga dimensi akan didapatkan besar komponen momentum sudut arah sumbu-z dinyatakan sebagai Lz. bilangan bulat yang berkaitan dengan besar Lz adalah m. bilangan ini disebut bilangan kuantum magnetik. Karena besar Lz bergantung pada besar momentum sudut elektron L, maka nilai m juga berkaitan dengan nilai l. m = l, , 0, , +l misalnya, untuk nilai l = 1, nilai m yang diperbolehkan adalah 1, 0, +1. 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. Nilai bilangan kuantum magnetik antara - l sampai + l. Hubungan antara bilangan kuantum azimut dengan bilangan kuantum magnetik dapat Anda perhatikan pada tabel 6.Tabel 6. Hubungan bilangan kuantum azimut dengan bilangan kuantum magnetik. Bilangan Tanda Bilangan Kuantum Gambaran Kuantum Orbital Magnetik Orbital Azimut 0 S 0 1 P -1, 0, +1 2 D -2, -1, 0, +1, +2 3 F -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 Jumlah Orbital 1 3 5 7

4. Bilangan Kuantum Spin (s).Bilangan kuantum spin diperlukan untuk menjelaskan efek Zeeman anomali. Anomali ini berupa terpecahnya garis spektrum menjadi lebih banyak garis dibanding yang diperkirakan. Jika efek Zeeman disebabkan oleh adanya medan magnet eksternal, maka efek Zeeman anomali disebabkan oleh rotasi dari elektron pada porosnya. Rotasi atau spin elektron menghasilkan momentum sudut intrinsik elektron. Momentum sudut spin juga mempunyai dua orientasi yang berbeda, yaitu spin atas dan spin bawah. Tiap orientasi spin elektron memiliki energi yang berbeda tipis sehingga terlihat sebagai garis spektrum yang terpisah. Bilangan kuantum spin (s): menunjukkan arah perputaran elektron pada sumbunya. Dalam satu orbital, maksimum dapat beredar 2 elektron dan kedua elektron ini berputar melalui sumbu dengan arah yang berlawanan, dan masing-masing diberi harga spin +1/2 atau -1/2.

C. Konfigurasi elektron

Dalam fisika atom dan kimia kuantum, konfigurasi elektron adalah susunan elektron-elektron pada sebuah atom, molekul, atau struktur fisik lainnya. Sama seperti partikel elementer lainnya, elektron patuh pada hukum mekanika kuantum dan menampilkan sifat-sifat bak-partikel maupun bak-gelombang. Secara formal, keadaan kuantum elektron tertentu ditentukan oleh fungsi gelombangnya, yaitu sebuah fungsi ruang dan waktu yang bernilai kompleks. Menurut interpretasi mekanika kuantum Copenhagen, posisi sebuah elektron tidak bisa ditentukan kecuali setelah adanya aksi pengukuran yang menyebabkannya untuk bisa dideteksi. Probabilitas aksi pengukuran akan mendeteksi sebuah elektron pada titik tertentu pada ruang adalah proporsional terhadap kuadrat nilai absolut fungsi gelombang pada titik tersebut. Elektron-elektron dapat berpindah dari satu aras energi ke aras energi yang lainnya dengan emisi atau absorpsi kuantum energi dalam bentuk foton. Oleh karena asas larangan Pauli, tidak boleh ada lebih dari dua elektron yang dapat menempati sebuah orbital atom, sehingga elektron hanya akan meloncat dari satu orbital ke orbital yang lainnya hanya jika terdapat kekosongan di dalamnya. Pengetahuan atas konfigurasi elektron atom-atom sangat berguna dalam membantu pemahaman struktur tabel periodik unsur-unsur. Konsep ini juga berguna dalam menjelaskan ikatan kimia yang menjaga atom-atom tetap bersama.Dibawah ini adalah contoh soal konfigurasi elektron : K 2 K 2 X adalah 11Na X= 11X= L 8 L 8 M 18 M 1 N O P 32 32 32 N Periode ke 3 Golongan IA Q 32

19X=

K L M 2 8 8 X adalah 19K

N 1

Periode ke 4 Golongan IA

1. Kelopak dan subkelopakKonfigurasi elektron yang pertama kali dipikirkan adalah berdasarkan pada model atom model Bohr. Adalah umum membicarakan kelopak maupun subkelopak walaupun sudah terdapat kemajuan dalam pemahaman sifat-sifat mekania kuantum elektron. Berdasarkan asas larangan Pauli, sebuah orbital hanya dapat menampung maksimal dua elektron. Namun pada

kasus-kasus tertentu, terdapat beberapa orbital yang memiliki aras energi yang sama (dikatakan berdegenerasi), dan orbital-orbital ini dihitung bersama dalam konfigurasi elektron. Kelopak elektron merupakan sekumpulan orbital-orbital atom yang memiliki bilangan kuantum utama n yang sama, sehingga orbital 3s, orbital-orbital 3p, dan orbital-orbital 3d semuanya merupakan bagian dari kelopak ketiga. Sebuah kelopak elektron dapat menampung 2n2 elektron; kelopak pertama dapat menampung 2 elektron, kelopak kedua 8 elektron, dan kelopak ketiga 18 elektron, demikian seterusnya. Subkelopak elektron merupakan sekelompok orbital-orbital yang mempunyai label orbital yang sama, yakni yang memiliki nilai n dan l yang sama. Sehingga tiga orbital 2p membentuk satu subkelopak, yang dapat menampung enam elektron. Jumlah elektron yang dapat ditampung pada sebuah subkelopak berjumlah 2(2l+1); sehingga subkelopak "s" dapat menampung 2 elektron, subkelopak "p" 6 elektron, subkelopak "d" 10 elektron, dan subkelopak "f" 14 elektron. Jumlah elektron yang dapat menduduki setiap kelopak dan subkelopak berasal dari persamaan mekanika kuantumterutama asas larangan Pauli yang menyatakan bahwa tidak ada dua elektron dalam satu atom yang bisa mempunyai nilai yang sama pada keempat bilangan kuantumnya.

2. NotasiPara fisikawan dan kimiawan menggunakan notasi standar untuk mendeskripsikan konfigurasi-konfigurasi elektron atom dan molekul. Untuk atom, notasinya terdiri dari untaian label orbital atom (misalnya 1s, 3d, 4f) dengan jumlah elektron dituliskan pada setiap orbital (atau sekelompok orbital yang mempunyai label yang sama). Sebagai contoh, hidrogen mempunyai satu elektron pada orbital s kelopak pertama, sehingga konfigurasinya ditulis sebagai 1s1. Litium mempunyai dua elektron pada subkelopak 1s dan satu elektron pada subkelopak 2s, sehingga konfigurasi elektronnya ditulis sebagai 1s2 2s1. Fosfor (bilangan atom 15) mempunyai konfigurasi elektron : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3. Untuk atom dengan banyak elektron, notasi ini akan menjadi sangat panjang, sehingga notasi yang disingkat sering digunakan. Konfigurasi elektron fosfor, misalnya, berbeda dari neon (1s2 2s2 2p6) hanya pada keberadaan kelopak ketiga. Sehingga konfigurasi elektron neon dapat digunakan untuk menyingkat konfigurasi elektron fosfor. Konfigurasi elektron fosfor kemudian dapat ditulis: [Ne] 3s2 3p3. Konvensi ini sangat berguna karena elektron-elektron pada kelopak terluar sajalah yang paling menentukan sifat-sifat kimiawi sebuah unsur. Urutan penulisan orbital tidaklah tetap, beberapa sumber mengelompokkan semua orbital dengan nilai n yang sama bersama, sedangkan sumber lainnya mengikuti urutan berdasarkan asas Aufbau. Sehingga konfigurasi Besi dapat ditulis sebagai [Ar] 3d6 4s2 ataupun [Ar] 4s2 3d6 (mengikuti asas Aufbau). Adalah umum untuk menemukan label-label orbital "s", "p", "d", "f" ditulis miring, walaupaun IUPAC merekomendasikan penulisan normal. Pemilihan huruf "s", "p", "d", "f" berasal dari sistem lama dalam mengkategorikan garis spektra, yakni "sharp", "principal", "diffuse", dan "fundamental". Setelah "f", label selanjutnya diikuti secara alfabetis, yakni "g", "h", "i", ...dst, walaupun orbital-orbital ini belum ditemukan. Konfigurasi elektron molekul ditulis dengan cara yang sama, kecuali bahwa label orbital molekul lah yang digunakan, dan bukannya label orbital atom.

3. SejarahNiels Bohr adalah orang yang pertama kali (1923) mengajukan bahwa periodisitas pada sifat-sifat unsur kimia dapat dijelaskan oleh struktur elektronik atom tersebut. Pengajuannya

didasarkan pada model atom Bohr, yang mana kelopak-kelopak elektronnya merupakan orbit dengan jarak yang tetap dari inti atom. Konfigurasi awal Bohr berbeda dengan konfigurasi yang sekarang digunakan: sulfur berkonfigurasi 2.4.4.6 daripada 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4. Satu tahun kemudian, E. C. Stoner memasukkan bilangan kuantum ketiga Sommerfeld ke dalam deskripsi kelopak elektron, dan dengan benar memprediksi struktur kelopak sulfur sebagai 2.8.6.Walaupun demikian, baik sistem Bohr maupun sistem Stoner tidak dapat menjelaskan dengan baik perubahan spektra atom dalam medan magnet (efek Zeeman). Bohr sadar akan kekurangan ini (dan yang lainnya), dan menulis surat kepada temannya Wolfgang Pauli untuk meminta bantuannya menyelamatkan teori kuantum (sistem yang sekarang dikenal sebagai "teori kuantum lama"). Pauli menyadari bahwa efek Zeeman haruslah hanya diakibatkan oleh elektron-elektron terluar atom. Ia juga dapat menghasilkan kembali struktur kelopak Stoner, namun dengan struktur subkelopak yang benar dengan pemasukan sebuah bilangan kuantum keempat dan asas larangannya (1925): It should be forbidden for more than one electron with the same value of the main quantum number n to have the same value for the other three quantum numbers k [l], j [ml] and m [ms]. Adalah tidak diperbolehkan untuk lebih dari satu elektron dengan nilai bilangan kuantum utama n yang sama memiliki nilai tiga bilangan kuantum k [l], j [ml] dan m [ms] yang sama. Persamaan Schrdinger yang dipublikasikan tahun 1926 menghasilkan tiga dari empat bilangan kuantum sebagai konsekuensi penyelesainnya untuk atom hidrogen: penyelesaian ini menghasilkan orbital-orbital atom yang dapat kita temukan dalam buku-buku teks kimia. Kajian spektra atom mengizinkan konfigurasi elektron atom untuk dapat ditentukan secara eksperimen, yang pada akhirnya menghasilkan kaidah empiris (dikenal sebagai kaidah Madelung (1936)) untuk urutan orbital atom mana yang terlebih dahulu diisi elektron.

4. Asas AufbauAsas Aufbau (berasal dari Bahasa Jerman Aufbau yang berarti "membangun, konstruksi") adalah bagian penting dalam konsep konfigurasi elektron awal Bohr. Ia dapat dinyatakan sebagai: Terdapat maksimal dua elektron yang dapat diisi ke dalam orbital dengan urutan peningkatan energi orbital: orbital berenergi terendah diisi terlebih dahulu sebelum elektron diletakkan ke orbital berenergi lebih tinggi.

Urutan pengisian orbital-orbital atom mengikuti arah panah. 5g dan 6h telah hilang. Asas ini bekerja dengan baik (untuk keadaan dasar atom-atom) untuk 18 unsur pertama; ia akan menjadi semakin kurang tepat untuk 100 unsur sisanya. Bentuk modern asas Aufbau menjelaskan urutan energi orbital berdasarkan kaidah Madelung, pertama kali dinyatakan oleh Erwin Madelung pada tahun 1936. 1. Orbital diisi dengan urutan peningkatan n+l; 2. Apabila terdapat dua orbital dengan nilai n+l yang sama, maka orbital yang pertama diisi adalah orbital dengan nilai n yang paling rendah. Sehingga, menurut kaidah ini, urutan pengisian orbital adalah sebagai berikut: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p

Asas Aufbau dapat diterapkan, dalam bentuk yang dimodifikasi, ke proton dan neutron dalam inti atom. Tabel periodik Bentuk tabel periodik berhubungan dekat dengan konfigurasi elektron atom unsur-unsur. Sebagai contoh, semua unsur golongan 2 memiliki konfigurasi elektron [E] ns2 (dengan [E] adalah konfigurasi gas inert), dan memiliki kemiripan dalam sifat-sifat kimia. Kelopak elektron terluar atom sering dirujuk sebagai "kelopak valensi" dan menentukan sifat-sifat kimia suatu unsur. Perlu diingat bahwa kemiripan dalam sifat-sifat kimia telah diketahui satu abad sebelumnya, sebelum pemikiran konfigurasi elektron ada. Kelemahan asas Aufbau Asas Aufbau begantung pada postulat dasar bahwa urutan energi orbital adalah tetap, baik untuk suatu unsur atau di antara unsur-unsur yang berbeda. Ia menganggap orbital-orbital atom sebagai "kotak-kotak" energi tetap yang mana dapat diletakkan dua elektron. Namun, energi elektron dalam orbital atom bergantung pada energi keseluruhan elektron dalam atom (atau ion, molekul, dsb). Tidak ada "penyelesaian satu elektron" untuk sebuah sistem dengan elektron lebih dari satu, sebaliknya yang ada hanya sekelompok penyelesaian banyak elektron, yang tidak dapat dihitung secara eksak (walaupun terdapat pendekatan matematika yang dapat dilakukan, seperti metode Hartree-Fock). Ionisasi logam transisi Aplikasi asas Aufbau yang terlalu dipaksakan kemudan menghasilkan paradoks dalam kimia logam transisi. Kalium dan kalsium muncul dalam tabel periodik sebelum logam transisi, dan memiliki konfigurasi elektron [Ar] 4s1 dan [Ar] 4s2 (orbital 4s diisi terlebih dahulu sebelum orbital 3d). Hal ini sesuai dengan kaidah Madelung, karena orbital 4s memiliki nilai n+l = 4 (n = 4, l = 0), sedangkan orbital 3d n+l = 5 (n = 3, l = 2). Namun kromium dan tembaga memiliki konfigurasi elektron [Ar] 3d5 4s1 dan [Ar] 3d10 4s1 (satu elektron melewati pengisian orbital 4s ke orbital 3d untuk menghasilkan subkelopak yang terisi setengah). Dalam kasus ini, penjelasan yang diberikan adalah "subkelopak yang terisi setengah ataupun terisi penuh adalah susunan elektron yang stabil". Paradoks akan muncul ketika elektron dilepaskan dari atom logam transisi, membentuk ion. Elektron yang pertama kali diionisasikan bukan berasal dari orbital 3d, melainkan dari 4s. Hal yang sama juga terjadi ketika senyawa kimia terbentuk. Kromium heksakarbonil dapat dijelaskan sebagai atom kromium (bukan ion karena keadaan oksidasinya 0) yang dikelilingi enam ligan karbon monoksida; ia bersifat diamagnetik dan konfigurasi atom pusat kromium adalah 3d6, yang berarti bahwa orbital 4s pada atom bebas telah bepindah ke orbital 3d ketika bersenyawa. Pergantian elektron antara 4s dan 3d ini dapat ditemukan secara universal pada deret pertama logam-logam transisi. Fenomena ini akan menjadi paradoks hanya ketika diasumsikan bahwa energi orbital atom adalah tetap dan tidak dipengaruhi oleh keberadaan elektron pada orbital-orbital lainnya. Jika begitu, maka orbital 3d akan memiliki energi yang sama dengan orbital 3p, seperti pada hidrogen. Namun hal ini jelas-jelas tidak demikian. Pengecualian kaidah Madelung lainnya Terdapat beberapa pengecualian kaidah Madelung lainnya untuk unsur-unsur yang lebih berat, dan akan semakin sulit untuk menggunakan penjelasan yang sederhana mengenai pengecualian ini. Adalah mungkin untuk memprediksikan kebanyakan pengecualian ini menggunakan perhitungan Hartree-Fock, yang merupakan metode pendekatan dengan melibatkan efek elektron lainnya pada energi orbital. Untuk unsur-unsur yang lebih berat,

diperlukan juga keterlibatan efek relativitas khusus terhadap energi orbital atom, karena elektron-elektron pada kelopak dalam bergerak dengan kecepatan mendekati kecepatan cahaya. Secara umun, efek-efek relativistik ini cenderung menurunkan energi orbital s terhadap orbital atom lainnya. Periode 5 Periode 6 Periode 7 Konfigurasi Konfigurasi Konfigurasi Z Unsur Z Unsur Z elektron elektron elektron 2 1 2 1 39 [Kr] 5s 4d Lantanum 57 [Xe] 6s 5d Aktinium 89 [Rn] 7s2 6d1 [Xe] 6s2 4f1 Serium 58 1 Torium 90 [Rn] 7s2 6d2 5d [Rn] 7s2 5f2 Praseodimium 59 [Xe] 6s2 4f3 Protaktinium 91 1 6d [Rn] 7s2 5f3 Neodimium 60 [Xe] 6s2 4f4 Uranium 92 1 6d [Rn] 7s2 5f4 Prometium 61 [Xe] 6s2 4f5 Neptunium 93 1 6d 2 6 Samarium 62 [Xe] 6s 4f Plutonium 94 [Rn] 7s2 5f6 Europium 63 [Xe] 6s2 4f7 Amerisium 95 [Rn] 7s2 5f7 [Xe] 6s2 4f7 [Rn] 7s2 5f7 Gadolinium 64 1 Kurium 96 1 5d 6d 2 9 Terbium 65 [Xe] 6s 4f Berkelium 97 [Rn] 7s2 5f9 40 [Kr] 5s2 4d2 41 [Kr] 5s1 4d4 Hafnium Tantalum Tungsten Renium Osmium Iridium Platinum [Xe] 6s2 4f14 5d2 [Xe] 6s2 4f14 73 3 5d [Xe] 6s2 4f14 74 4 5d [Xe] 6s2 4f14 75 5 5d [Xe] 6s2 4f14 76 6 5d [Xe] 6s2 4f14 77 7 5d [Xe] 6s1 4f14 78 9 5d [Xe] 6s1 4f14 79 10 5d [Xe] 6s2 4f14 80 10 5d [Xe] 6s2 4f14 81 10 1 5d 6p 72

Unsur Itrium

Zirkonium Niobium

Molibdenum 42 [Kr] 5s1 4d5 Teknesium 43 [Kr] 5s2 4d5 Rutenium Rodium Paladium Perak Kadmium Indium 44 [Kr] 5s1 4d7 45 [Kr] 5s1 4d8 46 [Kr] 4d10

47 [Kr] 5s1 4d10 Emas 48 [Kr] 5s2 4d10 Raksa 49 [Kr] 5s2 4d10 Talium 5p1