chemistry for peace not for war

hanya DIA yang dapat menghentikan hatiku

Tag Archives: aturan Aufbau

Konfigurasi Elektron

              

                Konfigurasi elektron merupakan suatu cara penulisan yang menunjukkan distribusi elektron dalam orbital-orbital atom. Penulisan konfigurasi elektron mengikuti beberapa aturan yaitu aturan Aufbau, asas Larangan Pauli dan aturan Hund. Setiap orbital pada setiap subkulit maksimal ditempati oleh dua elektron, yaitu:

Ø Subkulit s terbuat dari 1 orbital s dan ditempati oleh 2 elektron

Ø Sub kulit p terbuat dari 3 orbital p dan ditempati oleh 6 elektron

Ø Subkulit d terbuat dari 5 orbital d dan ditempati oleh 10 elektron

Ø Subkulit f terbuat dari 7 orbital f dan ditempati oleh 14 elektron

        

            Subkulit hanya sampai f  karena sampai saat ini konfigurasi elektron untuk unsur dengan nomor atom tertinggi hanya sampai subkulit f.

 

Aturan Aufbau

                Istilah Aufbau berasal dari bahasa Jerman yang artinya membangun atau meningkat. Aturan ini menyatakan bahwa pengisian elektron ke dalam orbital selalu dimulai dari orbital yang mempunyai tingkat energi rendah ke orbital yang mempunyai tingkat energi lebih tinggi. Aturan ini dilakukan agar atom berada pada tingkat energi minimum sehingga dapat mencapai kondisi yang stabil. Diagram tingkat energi menurut aturan Aufbau:

clip_image005

              Berdasarkan diagram tingkat energi Aufbau di atas maka urutan pengisian elektron adalah sebagai berikut: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p.

Asas Larangan Pauli

              Asas larangan pauli dikemukakan oleh Wolfgang Pauli, yakni di dalam satu atom, tidak boleh ada 2 elektron yang mempunyai ke-4 bilangan kuantum yang sama. Maksud 2 elektron adalah elektron yang menempati satu orbital. Dalam 1 atom bilangan kuantum utama, bilangan kuantum azimut dan bilangan kuantum magnetik adalah sama, yang berbeda adalah bilangan kuantum spin. Misalnya orbital 1s yang ditempati oleh 2 elektron.

Elektron pertama : n = 1; l= 0; m = 0; s = + ½

Elektron kedua : n = 1; l = 0; m = 0; s = – ½

                     

             Berdasarkan asas larangan Pauli, maka setiap elektron dalam 1 atom mempunyai 1 set bilangan kuantum ( n, l, m, s ) yang spesifik. Ke-4 bilangan kuantum tersebut menentukan daerah dalam ruang tempat suatu elektron paling mungkin berada.

n = menunjukkan kulit atomnya.

l = menunjukkan subkulitnya.

m = menunjukkan orbitalnya

s = menunjukkan spinnya.

Aturan Hund

                Jika terdapat orbital-orbital dengan tingkat energi yang sama, maka tiap orbital diisi dengan satu elektron terlebih dahulu (½ penuh) dengan spin yang sama. Jika masih terdapat sejumlah elektron yang tersisa maka elektron tersebut ditambahkan pada setiap orbital dengan spin yang berlawanan dengan spin awal. Misalnya pengisian elektron pada orbital-orbital dari oksigen.

Konfigurasi elektron 8O = 1s2 2s2 2p4

Diagram orbitalnya: clip_image009 clip_image011clip_image013

Menulis Konfigurasi Elektron

                      Konfigurasi elektron dapat ditulis berdasarkan urutan dari Aufbau atau dapat disingkat menggunakan konfigurasi elektron gas mulia. Singkatan ini dilakukan agar penulisan konfigurasi elektron tidak terlalu panjang lagipula dalam pembentukan ikatan kimia elektron valensi lebih berperan, sedangkan elektron-elektron yang lebih dekat ke inti tidak begitu berpengaruh dalam pembentukan ikatan kimia.

Misalnya:

                                                        10Ne = 1s2 2s2 2p6

11Na = 1s2 2s2 2p6 3s1 atau (Ne) 3s1

Konfigurasi elektron ion

                 kation bermuatan y+ terbentuk jika atom netralnya melepaskan y elektron. Elektron yang dilepas merupakan elektron dari kulit terluar.

21Sc = (Ar) 3d1 4s2

Sc3+ = (Ne) 2s2 2p6

26Fe = (Ar) 3d6 4s2

Fe2+ = (Ar) 3d6

Fe3+ = (Ar) 3d5

 

                 Anion bermuatan y- terbentuk dari atom netralnya dengan menyerap y elektron. Elektron yang diserap itu mengisi orbital dengan tingkat energi terendah yang belum penuh.

17Cl = (Ne) 3s2 3p5

17Cl- = (Ne) 3s2 3p6

Bentuk Orbital

1) Orbital s

            Bentuknya berupa bola simetris dan hanya memiliki 1 macam orbital. Semakin besar nilai n , maka ukurannya juga semakin besar.

clip_image015

 

2) Orbital p

                      Orbital ini berjumlah 3 buah yang terletak di subkulit p. Ketiganya mempunyai tingkat energi yang sama, namun arah ruang/orientasinya berbeda (meliputi = px, py dan pz). Setiap orbital berbentuk seperti balon terpilin yang digambarkan menggunakan koordinat Cartesius dengan sumbu x, y dan z.

clip_image017

 

3) Orbital d

                      Orbital ini terletak di subkulit d dan terdiri dari 5 macam ( meliputi = dxy, dxz, dyz, dx2 – y2, dz2 ). Bentuk orbital ini dapat digambarkan sebagai 4 buah balon terpilin pada koordinat Cartesius.

clip_image019

clip_image021

 

Keterangan :

Orbital dxy = cuping-cupingnya terletak di antara sumbu x dan y

Orbital dxz = cuping-cupingnya terletak di antara sumbu x dan z

Orbital dyz = cuping-cupingnya terletak di antara sumbu y dan z

Orbital dx2 – y2 = cuping-cupingnya terletak pada sumbu x dan y

Orbital dz2 = terdiri dari 1 balon terpilin yang terletak pada sumbu z dan 1 daerah

berbentuk donat yang terletak pada bidang xy

Ikuti

Get every new post delivered to your Inbox.

Bergabunglah dengan 159 pengikut lainnya.