Cara Menentukan Konfigurasi Elektron Dan Elektron Valensi

Sejarah Konfigurasi Elektron

Pada awal abad 20, Ernest Rutherford, seorang fisikawan kelahiran Selandia baru bekerja sama dengan J.J Thomson untuk meneliti tentang atom. Ernest rutherford berhasil menemukan adanya inti (nukleus) di dalam atom dan ia menemukan sebentuk awan difus elektron yang bermuatan negatif mengelilingi inti yang bermuatan positif (proton). Ernest rutherford pun menerapkan sistem tata surya pada atom dengan elektron-elektron mengorbit pada sebuah inti.

Namun, hukum mekanika klasik (Newtonian) memprediksi bahwa elektron akan melepas radiasi elektromagnetik saat sedang mengorbit inti dan pada pelepasan tersebut elektron akan kehilangan energi, hingga lambat-laun akan jatuh menuju inti.

Ketika akhir abad 19 ditemukan bahwa loncatan bunga api listrik saat berada dalam tabung hampa dengan tekanan gas yang rendah dapat mebuat atom-atom memancarkan cahaya dalam frekuensi tetap yang tidak saling berhubungan (diskrit/diskret). Cahaya tersebut sebagai bentuk radiasi elektromagnetik.

Radiasi elektromagnetik adalah kombinasi medan listrik dan medan magnet yang berosilasi (bergetar) dan merambat melalui ruang dan membawa energi dari satu tempat ke tempat lain.

Model Bohr

Untuk mengatasi kesulitan dan menjelaskan pergerakan elektron dalam satu atom, Niels Bohr mengusulkan model Bohr yang menyatakan :

- Elektron-elektron tidak akan kehilangan energi secara perlahan-lahan atau tetap stabil sebagaimana mereka bergerak dalam orbit yang tidak meluruh (jatuh karena sudah sampai waktunya).

- Elektron-elektron bergerak dalam orbit-orbit yang memiliki energi dengan nilai tertentu (terkuantisasi). Hal ini berarti hanya beberapa orbit spesifik yang mungkin berada pada jarak yang spesifik dari inti.

Model Bohr sukses menjelaskan formula Rydberg ( )_. Formula Ryberg merupakan konstanta fisika mengenai garis-garis emisi spektral/spektra/spektrum dari atom hidrogen.

Garis spektrum dihasilkan dari interaksi satu sistem mekanika kuantum dan satu foton tunggal. Garis spektrum adalah garis-garis gelap/terang yang terdapat pada suatu spektrum (rentetan warna kontinu yang diperoleh apabila cahaya diuraikan) yang dapat menyebabkan kekurangan atau kelebihan foton dalam satu rentang frekuensi yang sempit.

Foton adalah partikel elementer yang membawa radiasi elektromagnetik, seperti cahaya, gelombang radio dan sinar-X. Apabila satu foton memiliki jumlah energi yang dapat menimbulkan perubahan elektron pada orbital untuk satu atom, maka foton akan diserap lalu dipancarkan kembali secara spontan dengan frekuensi yang sama.

E_n = (-13,6 eV) 1/n²  atau    E_n = - 13,6/ n² eV

E_n adalah energi elektron pada satu lintasan tertentu. Apabila n semakin besar, maka tingkat energi akan semakin besar. Jika n= ∞ (tak hingga), maka E_n = 0 yang berarti elektron tidak lagi terikat pada inti/elektron bebas.

Tingkat energi elektron yang terendah disebut energi dasar (keadaan dasar), yaitu n=1. Jika n = 2, 3 dan seterusnya, maka dinyatakan sebagai energi yang lebih tinggi dan disebut tingkat eksitasi. Energi yang diperlukan untuk melepas elektron dari intinya disebut energi ionisasi.

Cara menghitung energi elektron berdasakan model Bohr, yaitu

Jika n sama dengan 2, maka 13,6 dibagi 2² (dua pangkat dua sama dengan 4), jadi n =2 adalah -3,4 eV. eV dibaca elektronvolt.

Kelemahan model Bohr, yaitu :

- Lintasan orbit elektron sebenarnya sangat rumit, tidak hanya berbentuk lingkaran atau elips.

- Model Bohr hanya dapat menjelaskan secara akurat untuk atom hidrogen, sedangkan atom-atom berelektron banyak tidak bisa dijelaskan.

- Model Bohr tidak dapat menjelaskan tentang terjadinya efek Zeeman, yaitu terpecahnya spektrum cahaya jika dilewatkan pada medan magnet yang kuat.

- Model Bohr tidak dapat menjelaskan terjadinya ikatan kimia dengan baik.

Mekanika Kuantum

Erwin Schrodinger (fisikawan asal Austria) mengusulkan teori mekanika kuantum yang menggantikan hukum mekanika klasik. Erwin Schrodinger menyatakan bahwa hukum mekanika klasik tidak berlaku pada gerak elektron di sekitar inti. Dalam mekanika kuantum dinyatakan bahwa gerakan elektron saat mengelilingi inti bersifat seperti gelombang.

Erwin Shcrodinger bersama Werner Heisenberg (fisikawan asal Jerman) memberikan dua point penting mengenai pergerakan elektron, yaitu :

- Ketika sebuah elektron meloncat dari satu orbit ke orbit lainnya, perbedaan energi dibawa oleh sebuah kuantum tunggal cahaya (foton) yang memiliki energi yang sama dengan perbedaan energi antara kedua orbit.

- Orbit-orbit tertentu bergantung pada harga-harga terkuantisasi yang tidak saling berhubungan dari momentum sudut orbital (bilangan kuantum azimut/anguler). Momentum sudut adalah momentum yang dimiliki benda-benda yang melakukan gerak rotasi.

Sekali elektron berada pada suatu orbit, ia tidak akan mungkin menjadi lebih dekat ke proton (inti).

Dengan rumus persamaan atau perbandingan :

L = n. h= n . h/2π

Keterangan :

L = Momentum sudut

n = Bilangan kuantum utama, yaitu 1,2,3 dan seterusnya. Bilangan kuantum menyatakan kulit atom

h = Konstanta Planck

2π= Nilai radian (satuan sudut) satu lingkaran penuh, yaitu 360^o.

Sedangkan, jika setengah lingkaran bernilai  rad, yaitu 180 ^o. Satu rad adalah besarnya sudut yang dibentuk oleh dua buah jari-jari lingkaran/radius (r). Satu rad sama dengan 57,2958^o. Harga terendah n adalah 1 dan radius terkecil adalah 0,0529 nm. Radius ini dikenal sebagai radius Bohr.

Jika  adalah 1, maka elektron berada pada kelopak K. Jika n adalah 2, maka elektron berada pada kelopak L dan seterusnya.

Konstanta Planck menjelaskan ukuran quanta. Ukuran quanta berhubungan dengan frekuensi gelombang cahaya. Menurut Max Planck, cahaya tampak aneh karena pada saat yang sama bersifat sebagai gelombang dan partikel.

Dengan kata lain, atom terdiri dari partikel-partikel yang merupakan gabungan dari energi quanta yang mana terdiri dari energi-energi getaran.

Jenis bilangan kuantum lainnya, yaitu :

- Bilangan kuantum azimut (ℓ) menyatakan posisi elektron dalam orbital.

- Bilangan kuantum magnetik (m) menyatakan orientasi orbital dalam ruang tiga dimensi.

- Bilangan kuantum spin (m_s) menyatakan rotasi elektron pada sebuah atom.

Bilangan Kuantum Azimut

Bilangan kuantum azimut disebut juga bilangan kuantum anguler. Bilangan kuantum azimut memerankan momentum sudut orbital. Momentum sudut orbital menggambarkan energi sebuah elektron yang berhubungan dengan gerakan orbital. Bilangan kuantum azimut berhubungan dengan jumlah subkelopak. Subkelopak dinyatakan dengan huruf s, p ,d dan f.

Dulu, sebelum ditetapkan oleh IUPAC penulisan s, p, d dan f ditulis miring. Huruf s, p ,d dan f disebut juga sebagai label orbital. Huruf s berarti sharp, huruf p berarti principal, huruf d berarti diffuse dan huruf f berarti fundamental.

Nilai bilangan kuantum azimut bergantung pada nilai bilangan kuantum utama. Jika bilangan kuantum utama adalah 1, maka bilangan kuantum azimut berjumlah 1, yaitu 0 karena n-1=1-1=0. Angka 0 merupakan bilangan kuantum azimut terendah.

Jika nilai n = 2, maka terdapat dua nilai ℓ, yaitu 0 dan 1. Jika nilai n = 3, maka terdapat tiga nilai ℓ, yaitu 0, 1 dan 2. Jika nilai n = 4, maka terdapat empat nilai ℓ, yaitu 0, 1, 2 dan 3.

Dari empat kondisi di atas didapatkan bahwa :

- Jika ℓ = 0, maka terdapat sebuah orbital s.

- Jika ℓ = 1, maka terdapat sebuah orbital p.

- Jika ℓ = 2, maka terdapat sebuah orbital d.

- Jika ℓ = 3, maka terdapat sebuah orbital f.

- Jika ℓ = 4, maka terdapat sebuah orbital g.

- Jika ℓ = 5, maka terdapat sebuah orbital h.

- Jika ℓ = 6, maka terdapat sebuah orbital i.

Sehingga, dinyatakan pada kelopak/kulit K terdapat subkelopak/subkulit s. Pada kelopak L terdapat subkelopak s dan p karena kelopak L bergantung pada n = 2, yang memiliki dua nilai ℓ. Untuk orbital g, h dan i sering tidak ditulis.

Masing-masing subkelopak dapat diisi dengan 2(2 ℓ+1) elektron, sehingga

- Subkelopak s dapat menampung 2 elektron

- Subkelopak p dapat menampung 6 elektron

- Subkelopak d dapat menampung 10 elektron

- Subkelopak f dapat menampung 14 elektron

Bilangan Kuantum Magnetik

Bilangan kuantum magnetik membagi subkulit menjadi orbital-orbital dan menentukan arah dari momentum sudut elektron. Nilai m dapat berkisar dari -ℓ sampai + ℓ, termasuk nol. Setiap nilai ℓ  bertambah, maka nilai m pada sisi kiri (negatif) dan sisi kanan (positif) bertambah sesuai nilai ℓ.

Jika ℓ sama dengan 0, maka m sama dengan 0. Jika ℓ sama dengan 1, maka m sama dengan -1,0,+1. Jika ℓ sama dengan 2, maka m sama dengan -2,-1,0,+1,+2.

Bilangan Kuantum Spin

Rotasi elektron dapat bergerak searah atau berlawanan dengan arah jarum jam, sehingga dinyatakan s= +1/2 atau s=-1/2. Tanda positif mengartikan arah yang berlawanan dengan jarum jam (ke atas), sedangkan tanda minus mengartikan arah yang searah dengan jarum jam (ke bawah). Peluang elektron mengarah ke atas maupun ke bawah adalah sama 50 %.

Untuk rumus jumlah maksimum elektron pada tiap orbital adalah 2 x n². Dengan rumus tersebut, maka dinyatakan sebagai berikut :

Kulit K (n=1), maka jumlah maksimum elektron adalah 2 x 1² = 2 elektron.

Kulit L (n =2), maka jumlah maksimum elektron adalah 2 x 2² = 8 elektron.

Kulit M(n =3), maka jumlah maksimum elektron adalah 2 x 3² = 18 elektron.

Kulit N (n=4), maka jumlah maksimum elektron adalah 2 x 4² = 32 elektron.

Kulit O (n=5), maka jumlah maksimum elektron adalah 2 x 5² = 50 elektron.

Kulit P (n=6), maka jumlah maksimum elektron adalah 2 x 6² = 72 elektron.

Kulit Q (n=7), maka jumlah maksimum elektron adalah 2 x 7² = 98 elektron.

Jumlah maksimum elektron yang dapat ditampung setiap kelopak dan subkelopak berasal dari persamaan mekanika kuantum terutama asas larangan Pauli. Meskipun kulit O, P dan Q dapat menampung lebih dari 32 elektron, tetapi ketiga kulit tersebut tidak pernah terisi penuh.

Asas Aufbau

Asas Aufbau berperan penting dalam konfigurasi elektron awal model Bohr. L = n ⋅ ℏ = n ⋅ h 2 π {\displaystyle \mathbf {L} =n\cdot \hbar =n\cdot {h \over 2\pi }} Konfigurasi elektron adalah susunan elektron-elektron pada sebuah atom. Asas Aufbau berbunyi elektron yang mengorbit satu atau lebih atom mengisi tingkat energi terendah yang tersedia lebih dulu sebelum mengisi tingkat yang lebih tinggi. Asas Aufbau akurat untuk 18 unsur pertama dalam tabel periodik.

Meskipun asas Aufbau menjelaskan demikian, kenyataannya terdapat elektron yang sudah melompat ke orbital yang lebih tinggi walaupun orbital sebelumnya belum terisi penuh.

Kaidah Madelung

Kaidah Madelung menjadi bentuk modern dari asas Aufbau. Kaidah Madelung diperkenalkan oleh Erwin Madelung yang berasal dari Jerman. Besarnya tingkat orbital tergantung nilai  dan ℓ, maka dalam kaidah Madelung orbital diisi dengan urutan peningkatan + ℓ.

Apabila terdapat dua orbital dengan nilai + ℓ yang sama, maka orbital yang lebih dulu diisi adalah orbital dengan nilai  yang lebih rendah. Apabila orbital + ℓ  lebih besar, maka memiliki energi lebih besar.

Urutan pengisian orbital berdasarkan kaidah Madelung adalah

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 menyatakan tidak boleh ada elektron yang memiliki keempat bilangan kuantum yang sama dalam satu atom. Setiap orbital diisi oleh 2 elektron yang memiliki spin berlawanan, yaitu ke atas dan ke bawah.

Kaidah Hund

Kaidah hund mengemukakan aturan pengisian elektron pada orbital, yaitu

“ Orbital-orbital dengan energi yang sama, masing-masing diisi lebih dulu oleh satu elektron dengan arah rotasi yang sama ” atau “ Setelah semua orbital masing-masing terisi dengan satu elektron, elektron kemudian akan memasuki orbital-orbital secara urut dengan arah rotasi berlawanan ”.

Diagram orbital dilambangkan dengan kotak. Maka, setiap kotak terdapat tanda panah ke atas dan ke bawah.

n	Kelopak	ℓ	Subkelopak	M	Jumlah Subkelopak	Jumlah Orbital	Jumlah Elektron
1	K	0	s	0	1	1	2
2	L	0	s	0	1	4	8
		1	p	-1,0,+1	3
3	M	0	s	0	1	9	18
		1	p	-1,0,+1	3
		2	d	-2,-1,0,+1,+2	5
4	N	0	s	0	1	16	32
		1	p	-1,0,+1	3
		2	d	-2,-1,0,+1,+2	5
		3	f	-3,-2,-1,0,+1,+2,+3	7

Nomor Atom	Simbol	Nama	Konfigurasi Elektron	Jumlah Lintasan
1	H	Hidrogen	1	1
2	He	Helium	2	2
3	Li	Litium	2 1	2
4	Be	Berilium	2 2	2
5	B	Boron	2 3	2
6	C	Karbon	2 4	2
7	N	Nitrogen	2 5	2
8	O	Oksigen	2 6	2
9	F	Fluor	2 7	2
10	Ne	Neon	2 8	2
11	Na	Natrium	2 8 1	3
12	Mg	Magnesium	2 8 2	3
13	Al	Alumunium	2 8 3	3
14	Si	Silikon	2 8 4	3
15	P	Fosfor	2 8 5	3
16	S	Belerang	2 8 6	3
17	Cl	Klor	2 8 7	3
18	Ar	Argon	2 8 8	3
19	K	Kalium	2 8 8 1	4
20	Ca	Kalsium	2 8 8 2	4
21	Sc	Skandium	2 8 9 2	4
22	Ti	Titanium	2 8 10 2	4
23	V	Vanadium	2 8 11 2	4
24	Cr	Kromium	2 8 12 2	4
25	Mn	Mangan	2 8 13 2	4
26	Fe	Besi	2 8 14 2	4
27	Co	Kobalt	2 8 15 2	4
28	Ni	Nikel	2 8 16 2	4
29	Cu	Tembaga	2 8 17 2	4
30	Zn	Seng	2 8 18 2	4
31	Ga	Gallium	2 8 18 3	4
32	Ge	Germanium	2 8 18 4	4
33	As	Arsen	2 8 18 5	4
34	Se	Selenium	2 8 18 6	4
35	Br	Brom	2 8 18 7	4
36	Kr	Kripton	2 8 18 8	4
37	Rb	Rubidium	2 8 18 8 1	5
38	Sr	Strontium	2 8 18 8 2	5
39	Y	Itrium	2 8 18 9 2	5
40	Zr	Zirkonium	2 8 18 10 2	5
41	Nb	Niobium	2 8 18 11 2	5
42	Mo	Molibdenum	2 8 18 12 2	5
43	Tc	Teknetium	2 8 18 13 2	5
44	Ru	Ruthenium	2 8 18 14 2	5
45	Rh	Rodium	2 8 18 15 2	5
46	Pd	Paladium	2 8 18 16 2	5
47	Ag	Perak	2 8 18 17 2	5
48	Cd	Kadmium	2 8 18 18 2	5
49	In	Indium	2 8 18 18 3	5
50	Sn	Timah	2 8 18 18 4	5
51	Sb	Antimon	2 8 18 18 5	5
52	Te	Telurium	2 8 18 18 6	5
53	I	Yodium	2 8 18 18 7	5
54	Xe	Xenon	2 8 18 18 8	5
55	Cs	Sesium	2 8 18 18 8 1	6

Berikut ini ketentuan untuk memudahkan menentukan konfigurasi elektron :

- Jika sisa elektron kurang dari 32, maka kulit berikutnya diisi dengan 18 elektron

- Jika sisa elektron kurang dari 18, maka kulit berikutnya diisi dengan 8 elektron

- Jika sisa elektron kurang dari 8, maka kulit berikutnya diisi dengan jumlah sisa elektron tersebut

Contoh 1:

Konfigurasi elektron dari unsur Radium (Ra) dengan nomor atom 88. Kulit yang telah terisi penuh adalah K = 2, L = 8, M = 18, N = 32, sehingga jumlah elektron yang telah terdistribusi adalah 2+8+18+32 = 60. Selisih dari jumlah elektron yang telah terdistribusi berdasarkan nomor atom unsur Radium adalah 88 – 60 = 28.

Karena sisa elektron kurang dari 32, maka kulit O diisi dengan 18 elektron, kulit P diisi dengan 8 dan kulit Q diisi dengan 2. Jadi, konfigurasi elektron unsur Radium adalah 2, 8, 18, 32, 18, 8, 2.

Contoh 2 :

Konfigurasi elektron dari unsur Barium (Ba) dengan nomor atom 56. Kulit yang telah terisi penuh adalah K = 2, L = 8, M = 18, sehingga jumlah elektron yang telah terdistribusi adalah 28. Selisih dari jumlah elektron yang telah terdistribusi berdasarkan nomor atom unsur Barium adalah 56-28 = 28.

Karena sisa elektron kurang dari 32, maka kulit N diisi dengan 18 elektron, kulit O diisi dengan 8 dan kulit P diisi dengan 2. Jadi, konfigurasi elektron unsur Barium adalah 2, 8, 18, 18, 8, 2.

Elektron Valensi

Jumlah elektron valensi unsur ditentukan berdasarkan jumlah elektron pada kulit terakhir dari konfigurasi elektron. Jumlah elektron valensi menentukan sifat suatu unsur. Maka, unsur yang memiliki jumlah elektron valensi yang sama, maka memiliki sifat kimia yang sama.

Berdasarkan tabel di atas, jumlah elektron valensi unsur Litium adalah 1. Jumlah elektron valensi unsur Seng adalah 2.

Bentuk konfigurasi elektron yang lebih lengkap dengan subkelopaknya adalah berdasarkan dari asas Aufbau dan kaidah Madelung.

Contoh 1:

Unsur fosfor dengan nomor atom 15. Memiliki konfigurasi elektron 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³.  

Seperti penjelasan sebelumnya pengisian konfigurasi elektron subkelopak adalah berdasarkan jumlah maksimum elektron yang dapat ditampung pada subkelopak tersebut. Jumlah elektron yang tersisa ditulis pada subkelopak terakhir yang mana pada fosfor adalah 3 elektron.

Karena urutan awal konfigurasi elektron dari unsur fosfor memiliki kesamaan dengan unsur neon dengan nomor atom 10 dan konfigurasi elektron 1s² 2s² 2p⁶, maka penulisan konfigurasi elektron unsur fosfor dipersingkat menjadi [Ne] 3s² 3p³.

Contoh 2 :

Unsur tembaga dengan nomor atom 29. Memiliki konfigurasi elektron 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁹. Karena urutan awal konfigurasi elektron dari unsur tembaga memilki kesamaan dengan unsur argon, maka konfigurasi elektron unsur tembaga dipersingkat menjadi [Ar] 4s² 3d⁹.

Namun, karena kenyataannya terkadang terdapat elektron yang sudah melompat ke orbital yang lebih tinggi walaupun orbital sebelumnya belum terisi penuh. Dan pada dasarnya 3d memiliki energi mirip dengan 4s dan lebih tinggi daripada 3s atau 3p, maka elektron melompat ke orbital 3d. Sehingga konfigurasi elektron unsur tembaga menjadi [Ar] 3d¹⁰ 4s¹.

Dan dengan itu ditetapkan, tembaga memiliki 11 elektron valensi yang mungkin berada di luar inti Argon.  

Periode Dan Golongan Unsur

Penetapan periode suatu unsur bergantung dari jumlah kulit yang terisi elektron, sedangkan penetapan golongan suatu unsur bergantung dari jumlah elektron valensinya.

Contoh :

₂₆Fe = 2, 8, 8, 8

Maka, unsur Fe (besi) berasal dari periode 4 dan golongan VIII A. Huruf A menyatakan bahwa unsur besi termasuk jenis golongan utama.