Konfigurasi elektron

Orbital-orbital molekul dan atom elektron

Dalam fisika atom dan kimia kuantum, konfigurasi elektron adalah susunan elektron-elektron pada sebuah atom, molekul, atau struktur fisik lainnya.[1] 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.

Kelopak dan subkelopak

Lihat pula: Kelopak elektron

Konfigurasi 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 mekanika 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 kuantum,[n 1] terutama asas larangan Pauli yang menyatakan bahwa tidak ada dua elektron dalam satu atom yang bisa mempunyai nilai yang sama pada keempat bilangan kuantumnya.[2]

Notasi

Lihat pula: Orbital atom

Para 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. Fosforus (nomor 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 fosforus, misalnya, berbeda dari neon (1s2 2s2 2p6) hanya pada keberadaan kelopak ketiga. Sehingga konfigurasi elektron neon dapat digunakan untuk menyingkat konfigurasi elektron fosforus. Konfigurasi elektron fosforus 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 molekullah yang digunakan, dan bukannya label orbital atom.

Sejarah

Niels Bohr adalah orang yang pertama kali (1923) mengajukan bahwa periodisitas pada sifat-sifat unsur kimia dapat dijelaskan oleh struktur elektronik atom tersebut.[3] 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.[4] 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, tetapi dengan struktur subkelopak yang benar dengan pemasukan sebuah bilangan kuantum keempat dan asas larangannya (1925):[5]

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 Schrödinger yang dipublikasikan tahun 1926 menghasilkan tiga dari empat bilangan kuantum sebagai konsekuensi penyelesainnya untuk atom hidrogen:[n 1] 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)[6]) untuk urutan orbital atom mana yang terlebih dahulu diisi elektron.

Asas Aufbau

Asas Aufbau (berasal dari Bahasa Jerman Aufbau yang berarti "membangun, konstruksi") adalah bagian penting dalam konsep konfigurasi elektron awal Bohr. Ia dapat dinyatakan sebagai:[7]

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.

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.[6][n 2]

  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

Tabel konfigurasi elektron
Artikel utama: 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.[n 3]

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[n 4] (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.[n 5]

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,[8] 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[9] cenderung menurunkan energi orbital s terhadap orbital atom lainnya.[10]

Periode 5   Periode 6   Periode 7
Unsur Z Konfigurasi elektron   Unsur Z Konfigurasi elektron   Unsur Z Konfigurasi elektron
Itrium 39 [Kr] 5s2 4d1   Lantanum 57 [Xe] 6s2 5d1   Aktinium 89 [Rn] 7s2 6d1
    Serium 58 [Xe] 6s2 4f1 5d1   Torium 90 [Rn] 7s2 6d2
    Praseodimium 59 [Xe] 6s2 4f3   Protaktinium 91 [Rn] 7s2 5f2 6d1
    Neodimium 60 [Xe] 6s2 4f4   Uranium 92 [Rn] 7s2 5f3 6d1
    Prometium 61 [Xe] 6s2 4f5   Neptunium 93 [Rn] 7s2 5f4 6d1
    Samarium 62 [Xe] 6s2 4f6   Plutonium 94 [Rn] 7s2 5f6
    Europium 63 [Xe] 6s2 4f7   Amerisium 95 [Rn] 7s2 5f7
    Gadolinium 64 [Xe] 6s2 4f7 5d1   Kurium 96 [Rn] 7s2 5f7 6d1
    Terbium 65 [Xe] 6s2 4f9   Berkelium 97 [Rn] 7s2 5f9
         
Zirkonium 40 [Kr] 5s2 4d2   Hafnium 72 [Xe] 6s2 4f14 5d2    
Niobium 41 [Kr] 5s1 4d4   Tantalum 73 [Xe] 6s2 4f14 5d3    
Molibdenum 42 [Kr] 5s1 4d5   Tungsten 74 [Xe] 6s2 4f14 5d4    
Teknesium 43 [Kr] 5s2 4d5   Renium 75 [Xe] 6s2 4f14 5d5    
Rutenium 44 [Kr] 5s1 4d7   Osmium 76 [Xe] 6s2 4f14 5d6    
Rodium 45 [Kr] 5s1 4d8   Iridium 77 [Xe] 6s2 4f14 5d7    
Paladium 46 [Kr] 4d10   Platinum 78 [Xe] 6s1 4f14 5d9    
Perak 47 [Kr] 5s1 4d10   Emas 79 [Xe] 6s1 4f14 5d10    
Kadmium 48 [Kr] 5s2 4d10   Raksa 80 [Xe] 6s2 4f14 5d10    
Indium 49 [Kr] 5s2 4d10 5p1   Talium 81 [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p1    

Lihat pula

Catatan kaki

  1. ^ a b Secara formal, bilangan kuantum n, l, dan ml berasal dari fakta bahwa penyelesaian persamaan Schrödinger takgayut waktu untuk atom bak-hidrogen adalah berdasarkan pada harmonik bola.
  2. ^ Kaidah Madelung kadang-kadang dikenal juga sebagai kaidah Klechkowski, terutama di negara-negara berbahasa Prancis.
  3. ^ Kemiripan sifat-sifat kimia dan hubungan numeris antara berat atom kalsium, stronsium, dan barium pertama kali diperhatikan oleh Johann Wolfgang Döbereiner pada tahun 1817.
  4. ^ Elektron merupakan partikel identik, fakta yang kadang-kadang dirujuk sebagai "ketakterbedaan elektron". Penyelesaian satu elektron ke sistem banyak elektron akan mengimplikasikan bahwa elektron-elektron dapat diberdakan satu sama lainnya, tetapi terdapat bukti-bukti eksperimen yang membuktikan bahwa itu tidak dapat terjadi. Penyelesaian eksak untuk sistem banyak elektron adalah masalah benda-n dengan n ≥ 3 (inti atom dihitung sebagai salah satu "badan").
  5. ^ Terdapat beberapa kasus pada deret kedua dan ketiga di mana elektron tetap berada dalam orbital s.

Referensi

  1. ^ IUPAC, Compendium of Chemical Terminology, edisi ke-2 ("Buku Emas") (1997). Versi koreksi daring:  (2006–) "configuration (electronic)".
  2. ^ IUPAC, Compendium of Chemical Terminology, edisi ke-2 ("Buku Emas") (1997). Versi koreksi daring:  (2006–) "Pauli exclusion principle".
  3. ^ Bohr, Niels (1923). "Über die Anwendung der Quantumtheorie auf den Atombau. I.". Z. Phys. 13: 117. 
  4. ^ Stoner, E.C. (1924). "The distribution of electrons among atomic levels". Phil. Mag. (6th Ser.). 48: 719–36. 
  5. ^ Pauli, Wolfgang (1925). "Über den Einfluss der Geschwindigkeitsabhändigkeit der elektronmasse auf den Zeemaneffekt". Z. Phys. 31: 373.  English translation from Scerri, Eric R. (1991). "The Electron Configuration Model, Quantum Mechanics and Reduction" (PDF). Br. J. Phil. Sci. 42 (3): 309–25. 
  6. ^ a b Madelung, Erwin (1936). Mathematische Hilfsmittel des Physikers. Berlin: Springer. 
  7. ^ IUPAC, Compendium of Chemical Terminology, edisi ke-2 ("Buku Emas") (1997). Versi koreksi daring:  (2006–) "aufbau principle".
  8. ^ Meek, Terry L. (2002). "Configuration irregularities: deviations from the Madelung rule and inversion of orbital energy levels". Chem. Phys. Lett. 362 (5–6): 362–64. doi:10.1016/S0009-2614(02)00919-3. Diarsipkan dari versi asli tanggal 2009-02-06. Diakses tanggal 2008-10-27. 
  9. ^ IUPAC, Compendium of Chemical Terminology, edisi ke-2 ("Buku Emas") (1997). Versi koreksi daring:  (2006–) "relativistic effects".
  10. ^ Pyykkö, Pekka (1988). "Relativistic effects in structural chemistry". Chem. Rev. 88: 563–94. 
  • Jolly, William L. (1991). Modern Inorganic Chemistry (edisi ke-2nd Edition). New York: McGraw-Hill. hlm. pp: 1–23. ISBN 0-07-112651-1. 

Pranala luar

 Portal Kimia