Konfigurasi Elektron dan Cara Menuliskan

Konfigurasi Elektron dan Cara Menuliskannya

Oleh: Yunus Adiantor

Konfigrurasi elektron sebuah atom adalah gambaran dari tata letak elektron yang terdistribusi di orbital sebuah atom. Umumnya, konfigurasi elektron digunakan untuk mendeskripsikan orbital atom dalam keadaan normal. Namun demikian konfigurasi elektron juga bisa digunakan untuk atom yang terionisasi menjadi kation dan anionnya. Asal sobat tahu sifat fisik dan kimia sebuah unsur sangat erat kaitannya dengan konfigruasi unik elektronnya. Konfigurasi elektron menentukan bagaimana dan berapa elektron valensi dari sebuah atom. Elektron valensi inilah yang berperan besar membentuk sifat unik dari setiap unsur.

Sebelum kita menentukan konfigurasi elektron dalam orbital-orbitalnya yuk kita refresh sebentar tentang konsep-konsep dasar yang diperlukan dalam konfigurasi elektron. Sobat ingat kembali bahwa setiap unsur dalam tabel unsur periodik terdiri dari atom yang tersusun dari 3 komponen, proton, elektron, dan neutron. Elektron adalah muatan negatif yang ditemukan mengelilingi inti atom. Elektron mengelilingi inti atom menurut orbitalnya.

Apa itu Orbital Elektron?

Orbital atom adalah sebuah fungsi yang menggambarkan perilaku dari elektron. Orbital juga sering disebut sebagai volume ruang atau ruang tiga dimensi dimana 95% kemungkinan elektron ditemukan di ruang tiga dimensi tersebut (probabilitas 95%). Ada 4 jenis orbital yaitu orbital s, P, d, dan f. Masing-masing orbital memiliki bentuk dan jumlah maksimum elektron yang berbeda-beda. Selengkapnya bisa di baca di Apa itu Orbital Elektron?.

Konfigurasi elektron dari setiap unsur bersifat unik dan ini tercerminkan dalam letak unsur tersebut dalam tabel periodik unsur.  Tingkat energi (orbital) dari setiap elektron tergantung letak periode dan jumlah elektron dalam atom unsur tersebut. Orbital yang sama tapi bisa memiliki tingka energi yang berbeda. Misalnya orbital 1s dan 2s keduanya secara karakteristik (bentuk, sifat, dll) sama yaitu orbital s tapi mereka berada pada tingkat energi yang berbeda, mereka menempati raung volume yang berbeda. Setiap jenis orbital bisa mewakili blok-blok unsur dalam tabel periodik unsur.

§  Blok s adalah blok yang beranggotakan logam alkali termasuk helium (golongan 1 dan 2).

§  Blok d adalah bok logam transisi (golongan 3 sampai dengan golongan 12)

§  Blok p adalah blok unsur dari golongan (13 s.d. 18)

§  Blok f adalah kelompok lanthanida dan aktinida.

Jadi sobat bisa sangat terbantu untuk mengetahui konfigurasi elektron jika melihat tabel periodik unsur. Akan tetapi selian dengan menggunakan SPU ada aturan-aturan khusus yang bisa sobat pakai untuk menentukan konfigruasi elektron berikut orbitalnya.

Aturan Pengisian Orbital Elektron

Kedudukan Elektron

hal pertama yang harus sobat ingat bahwa elektron mengisi orbital mulai dari tingkat energi yang paling rendah yaitu yang paling dekat dengan inti atom berlanjut ketingkat energi yang lebih tinggi menjauhi inti atom. Urutan pengisian penuh orbital sebagai berikut

1s, 2s, 2 p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4 p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5 d, 6 p, 7s, 5f, 6 d, dan 7 p

Untuk lebih mudah mengingat pola orbital elektron tersebut sobat bisa menggunakan garis miring berikut untukk menentukan subkulit yang berhubungan satu dengan lainnya.

Aturan Larangan Pauli

Aturan larangan pauli ini menyatakan bahwa tidak akan pernah ada dua elektron yang memiliki 4 bilangan kuantum yang sama. Apa itu bilangan kuantum bisa sobat baca di sini. Mungkin tiga bilangan kuantum pertama (n,l, dan ml) masih bisa sama tapi bilangan quantumnya tetap tidak bisa sama semua karena dalam satu kotak orbital tunggal dapat menampung hingga dua elektron yang berputar saling berlawanan. Satu elektron berputar ke atas (ms = +1/2) dan elektron lain berputar ke bawah (ms=-1/2). Dengan adanya larangan pauli ini maka masing-masing subkulit hanya memiliki 2 elektron dalam tiap orbitalnya.

§  Sub Kulit s memiliki 1 orbital yang bisa menampung 2 elektron.

§  Sub Kulit p memiliki 3 orbital yang bisa menampung 6 elektron

§  Sub Kulit d memiliki 5 orbital yang mampu menampung 10 elektron.

§  Sub Kulit f memiliki 7 orbital yang mempu menampung 14 elektron.

Contoh

Misalnya pada subkulit 1s, pada subkulit tersebut maksimal 2 elektron. Kedua elektron tersebut memiliki bilangan kuantum kuantum utama, kuantum azimuth, dan kuantum magnetik yang sama yaitu

Kuantum Utama (n) = 1
Kuantum Azimut (l) = 0
Kuantum Magnetik (m) = 0

Akan tetapi untuk bilangan kuantum spinnya akan berbeda. Satu elektron punya kuantum spin +1/2 dan satunya punya bilangan kuantum spin -1/2.

Aturan Hund

Aturan hund didasarkan pada data valin spektroskopi atom. Atruan ini mengikat bahwa:

Proses pengisian elektron ke dalam orbital pertama kali akan mengisi semua orbital dengan tingkat energi yang sama terlebih dahulu sebelum memasangkan dengan elektron lain di orbital yang setengah penuh.

Jadi tidak boleh mengisi langsung dua elektron pada satu orbital yang sama.

Contoh
Konfigurasi elektron pada unsur Nitrogen (Z=7) adalah 1s2 2s2 2p3 maka pengisian elektron pada orbitalnya yang tepat adalah

Aturan Aufbau (Membangun)

Aufbau adalah kata dalam bahasa jerman “Aufbauen” yang punya makan membangun. Saat sobat menulis bangunan konfigurasi elektron, sobat harus membangunnya atom by atom mulai dari tingkat energi yang paling rendah (dekat dengan inti) ke tingkat energi yang lebih tinggi (jauh dari inti).

Misalnya kita akanmenuliskan konfigurasi elektron mulai dari unsur boron ke neon yang sama-sama memiliki subkulit 2p

1.       B (Z = 5) konfigurasinya 1s2 2s2 2p1

2.       C (Z = 6) konfigurasinya 1s2 2s2 2p2

3.       N (Z = 7) konfigurasinya 1s2 2s2 2p3

4.       O (Z = 8) konfigurasinya 1s2 2s2 2p4

5.       F (Z = 9) konfigurasinya 1s2 2s2 2p5

6.       Ne (Z = 10) konfigurasinya 1s2 2s² 2p⁶

Pengecualian Aturan Aufbau

Meskipun aturan aufbau sudah menjelaskan bagaimana proses membangun konfigrasi elektron secara akurat, namun faktanya ada pengecualian yang terjadi. Contohnya pada logam transisi dan beberapa unsur logam berat. Elektron sudah lompat ke orbital yang lebih tinggi padahal orbital di bawahnya belum penuh. Berikut diantaranya

Unsur	Konfigurasi
Chromium	[Ar] 3d5 4s1
Niobium	[Kr] 5s1 4d4
Molybdenum	[Kr] 5s1 4d5
Ruthenium	[Kr] 5s1 4d7
Rhodium	[Kr] 5s1 4d8
Palladium	[Kr] 4d10
Perak	[Kr] 5s1 4d10
Cerium	[Xe] 6s2 4f1 5d1
Gadolinium	[Xe] 6s2 4f7 5d1
Platinum	[Xe] 6s1 4f14 5d9
Emas	[Xe] 6s1 4f14 5d10
Aktinium	[Rn] 7s2 6d1
Thorium	[Rn] 7s2 6d2
Protactium	[Rn] 7s2 5f2 6d1
Uranium	[Rn] 7s2 5f3 6d1
Neptunium	[Rn] 7s2 5f4 6d1
Curium	[Rn] 7s2 5f2 6d1
Lawrencium	[Rn] 7s2 5f14 7p1

Yuk sobat kita lanjut ke bagaimana cara menulis konfigurasi elektron dari sebuah atom

Cara Menuliskan Konfigurasi Elektron

Saat menulis konfigurasi elektron hal yang pertama kali sobat tulis adalah tingkat energi kemudian subkulit dan terakhir jumlah elektron yang mengisinya (ditulis subscript). Ada tiga metode utama yang dapat sobat pakai untuk menuliskan konfigurasi elektron yaitu

1.       Cara Orbital Diagram

2.       Notasi spdf

3.       Notasi Gas Mulia

1. Diagram Orbital

Diagram orbital adalah cara visual untuk merekonstruksi konfigurasi dengan menunjukkan masing-masing orbital secara terpisah berikut putaran elektronnya. Cara ini dilakukan dengan terlebih dahulu menentukan subkulit (s, p, d, atau f) kemudian baru menuliskan elektron sesuai aturan-aturan yang disebutkan di atas.

Contoh
Coba sobat tuliskan konfigurasi elektron dari alumunium?

Jika melihat ke tabel periodik unus alumunium berada di periode 3 dengan nomor atom 13. Ia berada di blok p. Jadi konfigurasi elektronnya subkulit terakhirnya pasti 3p. Alumunium akan mengsisi penuh orbital 1s, 2s, 2p, dan 3s sebanya  12 elektron (2+2+6+2). Jadi sisa 1 elektron akan mengisi sub kulit 3p.

2. Cara Notasi SPDF

Cara berikutnya untuk menuliskan konfigurasi elektron adalah menggunakan notasi spdf. Notasi spdf ini adalah cara yang paling umum dan paling sering kita gunakan. Meskipun dengan cara ini kita tidak memakai diagram tapi jumlah elektron untuk setiap tingka energi dituliskan dalam angka subscript yang mengikuti tingkat energinya. Misalkan ada notasi spdf 1s² ini menunjukkan pada tingat energi 1s terisi penuh (2 elektron) dan merujuk pada konfigurai atom helium.

Contoh

Tuliskan konfigurasi unsur Seng (Z = 30)

Zinc adalah unsur yang berada di blok d maka konfigurai elektronnya jika dituliskan menggunakan notasi spdf adalaah

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰

3. Notasi Gas Mulia

Gas mulia memiliki konfigurasi-konfigurasi elektron yang paling stabil dalam artian semua subkulit mereka akan terus terisi penuh. Dengan demikian ia bisa digunakan sebagai alat bantu untuk menuliskan konfigurasi elektron dengan notasi yang lebih pendek dan praktis dibandingkan dengan notasi spdf. Cara menuliskannya adalah menuliskan lambang unsur gas mulia di dalam kurung siku sebagai pengganti konfigurasi gas mulia tersebut diikuti dengan konfigurasi sisanya.

Contoh

Pada poin sebelumnya kita sudah mencari konfigurasi elektron dari unsur Zinc sebagai berikut:

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰

ternyata eh ternyata

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ adalah konfigurasi dari unsur Ar

Jadi bisa menuliskan konfigurasi elektron  dengan lebih pendek menjadi

[Ar] 4s² 3d¹⁰