5. KONFIGURASI ELEKTRON

Kimia Kurikulum 2013

BAB 2. Struktur Atom & Sistem Periodik Unsur
Pertemuan I

KONFIGURASI ELEKTRON

           Senang berjumpa kembali dengan Sahabat "Rabu EduChem" dimanapun berada yang ingin terus mendalami ilmu Kimia. Kali ini kita akan membahas Materi Pokok BAB 2. STRUKTUR ATOM DAN SISTEM PERIODIK UNSUR dengan Pokok Bahasan 3.3 Konfigurasi Elektron dan Pola Konfigurasi Elektron terluar untuk setiap golongan dalam tabel periodik dan 4.3 Menentukan letak suatu unsur dalam tabel periodik berdasarkan konfigurasi elektron yang akan dilaksanakan sebanyak 3 pertemuan.

• Pertemuan 1 membahas Konfigurasi Elektron
• Pertemuan 2 membahas Bilangan Kuantum dan Bentuk Orbital
• Pertemuan 3 membahas Menentukan Letak Unsur (Periode dan Golongan) dalam SPU dengan bantuan konfigurasi elektron .

Pada Pertemuan 1 kali ini kita akan melakukan fokus terhadap bahasan Konfigurasi Elektron. Dipelajari baik-baik ya bahasan kali ini agar pada pertemuan 2 dan 3 dapat dipahami secara utuh.

Berikut link video pembelajaran tentang penjelasan Konfigurasi Elektron. Ditonton sampai habis ya semoga membantu lebih memahami materi ini https://youtu.be/aodc-1_tHWo

Video 1. Media Pembelajaran Konfigurasi Elektron

Disimak baik-baik KD dan IPK pembelajaran ini.

Kompetensi Dasar (KD)
Tabel 1. Kompetensi Dasar

Indikator Pencapaian Kompetensi (IPK)
Tabel 2. Indikator Pencapaian Kompetensi

Disimak materinya sampai habis ya. Semoga setelah membaca materi dalam blog ini sahabat "Raksa Budi EduChem" dapat lebih memahami bahasan ini.

        Elektron-elektron suatu atom terdistribusi dalam orbital-orbital pada kulit utama dan subkulitnya. Cara penulisan yang menunjukan distribusi elektron ini disebut konfigurasi elektron. Konfigurasi elektron menggambarkan penataan elektron-elektron dalam suatu atom. Konfigurasi elektron dalam orbital suatu atom sangatlah penting karena konfigurasi elektron berpengaruh terhadap sifat-sifat kimia suatu unsur. Pada penulisan konfigurasi elektron perlu dipertimbangkan tiga aturan (asas), yaitu prinsip Aufbau, asas Larangan Pauli, dan kaidah Hund.

A. Prinsip Aufbau

Aufbau berarti membangun. Menurut prinsip Aufbau, elektron di dalam suatu atom akan berada dalam kondisi yang stabil bila mempunyai energi yang rendah, sedangkan elektron-elektron akan berada pada orbital-orbital yang bergabung membentuk subkulit. Jadi, menurut prinsip Aufbau, "elektron mempunyai kecenderungan akan menempati subkulit yang tingkat energinya rendah baru akan menempati subkulit yang tingkat energinya lebih tinggi". Secara kasar besarnya tingkat energi dari suatu subkulit dapat diketahui dari nilai bilangan kuantum utama (n) dan bilangan kuantum azimut (l) dari orbital tersebut. Tingkat energi dari yang rendah ke yang tinggi Dapat dilihat pada diagram berikut :

Gambar 1. Diagram Orbital Tingkat Energi

Urutan-urutan tingkat energi ditujukan pada diagram diatas. Jadi pengisian orbital dimulai dari orbital 1s, 2s, 2p, dan seterusnya. Pada gambar dapat dilihat bahwa subkulit 3d mempunyai energi lebih tinggi daripada subkulit 4s. Oleh karena itu, setelah 3p terisi penuh maka elektron berikutnya akan mengisi subkulit 4s, baru kemudian akan mengisi sub kulit 3d.

Langkah-langkah penulisan konfigurasi elektron:

• Menentukan jumlah elektron dari atom tersebut. Jumlah elektron dari atom unsur sama dengan nomor atom unsur tersebut.

         

• Menuliskan jenis subkulit yang dibutuhkan secara urut berdasarkan diagram orbital berikut. urutannya :  1s- 2s- 2p- 3s- 3p- 4s- 3d- 4p- 5s- 4d- 5p- 6s- 4f- 5d- 6p- 7s- 5f- 6p- 7p- 8s
• Mengisikan elektron pada masing-masing subkulit dengan memperhatikan jumlah elektron maksimumnya, maka sisa elektron dimasukan pada subkulit berikutnya.

B. Larangan Pauli

Asas Larangan Pauli disebut juga prinsip eksklusi Pauli. Asas ini dikemukakan oleh Wolfgang Pauli pada tahun 1926. Menurut Pauli, tidak ada dua elektron dalam satu atom yang boleh mempunyai keempat bilangan kuantum yang sama. Orbital yang sama akan mempunyai bilangan kuantum n, l, m yang sama. Dengan demikian, yang dapat membedakan hanya bilangan kuantum spin (s). Setiap orbital hanya dapat berisi 2 elektron dengan spin (arah putar) yang berlawanan.

 Dengan adanya larangan Pauli ini, maka elektron yang dapat menempati suatu subkulit terbatas hanya dua kali dari jumlah orbitalnya. Jumlah maksimum elektron adalah sebagai berikut :

Sehingga orbital s berpangkat maksimal 2, orbital p berpangkat maksimal 6, orbital d berpangkat maksimal 10, orbital f berpangkat maksimal 10. oleh karena itu, urutan konfigurasi elektron menjadi 1s²- 2s²- 2p⁶- 3s²- 3p⁶- 4s²- 3d¹⁰- 4p⁶- 5s²- 4d¹⁰- 5p⁶- 6s²- 4f¹⁴- 5d¹⁰- 6p⁶- 7s²- 5f¹⁴- 6p⁶- 7p⁶- 8s²

C. Aturan Hund

           Untuk menyatakan distribusi elektron-elektron pada orbital-orbital dalam suatu subkulit, konfigurasi elektron dapat dituliskan dalam bentuk diagram orbital. Dua elektron yang menghuni satu orbital dilambangkan dengan dua anak panah yang berlawanan arah. Jika orbital hanya mengandung satu elektron, anak panah dituliskan mengarah ke atas.

        Menurut 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 atau setelah semua orbital masing-masing terisi satu elektron kemudian elektron akan memasuki orbital-orbital secara urut dengan arah (spin) berlawanan”

      Berdasarkan pendapat Friedrich Hund keadaan yang paling rendah energinya (paling stabil) adalah bila elektron-elektron mengisi pada satu subkulit dengan menempati atau tersebar ke semua orbital dengan spin yang sejajar (spin sama) (1/2 penuh) baru kemudian berpasangan (Penuh), aturan ini dikenal dengan Aturan Hund.

D. Menentukan Konfigurasi Elektron Suatu Unsur
                Berikut merupakan contoh-contoh konfigurasi hasil penerapan aturan Hund, Larangan Pauli dan Prinsip Aufbau.

E. Penyederhanaan Konfigurasi Elektron
Konfigurasi atom netral
           Konfigurasi elektron dari gas mulia dapat dipergunakan untuk menyingkat konfigurasi elektron dari atom-atom yang mempunyai jumlah elektron (bernomor atom) besar.
Konfigurasi elektron gas mulia sebagai berikut.

Perhatikan cara penyingkatan konfigurasi elektron berikut.

Konfigurasi elektron ion positif dan ion negatif

Misalnya konfigurasi elektron ion K⁺ dan ion Cl^–

₁₉K: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹

Bila atom K melepaskan 1 elektron maka terjadi ion K⁺ yang mempunyai jumlah proton 19 dan elektron 19 – 1 = 18 maka Konfigurasi elektron ion K⁺: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶

₁₇Cl: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵

Bila atom Cl menerima 1 elektron maka terjadi ion Cl^– yang mempunyai jumlah proton 17 dan elektron 17 + 1 = 18 Konfigurasi elektron ion Cl^–: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 2p⁶

Konfigurasi elektron ion K⁺ = ion Cl^– = atom Ar, peristiwa semacam ini disebut isoelektronis.

F. Penyimpangan Pengisian Elektron Orbital d

Konfigurasi elektron suatu unsur harus menggambarkan sifat suatu unsur. Berdasarkan hasil eksperimen ditemukan beberapa penyimpangan konfigurasi elektron dari azas Aufbau. Hasil eksperimen menunjukkan bahwa sifat unsur lebih stabil apabila orbital dalam suatu atom unsur terisi elektron tepat 1/2 penuh atau tepat penuh, terutama orbital-orbital d dan f (5 elektron atau 10 elektron untuk orbital-orbital d dan 7 elektron atau 14 elektron untuk orbital-orbital f). Apabila elektron pada orbital d dan f terisi elektron 1 kurangnya dari setengah penuh/penuh, maka orbital d/f tersebut harus diisi tepat 1/2 penuh atau tepat penuh. Satu elektron penggenapnya diambil dari orbital s yang terdekat. Misalnya konfigurasi elektron pada ₂₄Cr. Konfigurasi elektron berdasarkan azas Aufbau adalah :

₂₄Cr : [Ar] 4s² 3d⁴ kurang stabil, maka berubah menjadi [Ar] 4s¹ 3d⁵

₂₉Cu : [Ar] 4s² 3d⁹ kurang stabil, maka berubah menjadi [Ar] 4s¹ 3d¹⁰

Penyimpangan ini terjadi karena adanya perbedaan tingkat energi yang sangat kecil antara subkulit 3d dan 4s pada masing-masing atom tersebut. Pengisian orbital penuh atau setengah penuh relatif lebih stabil.