Konfigurasi Elektron: Prinsip Aufbau, Larangan Pauli, dan Aturan Hund

Bentuk tabel periodik dan kimia setiap unsur bermuara pada bagaimana elektron tersusun di dalam atom. Konfigurasi elektron mencatat orbital mana yang ditempati elektron-elektron sebuah atom dan berapa banyak di masing-masing orbital. Sekilas tampak seperti kode rahasia, tetapi tiga aturan sudah cukup untuk menuliskan sendiri konfigurasi sebagian besar unsur.

Istilah dasar: kulit, subkulit, dan orbital

Keadaan elektron dijelaskan dengan bilangan kuantum. Untuk menulis konfigurasi, Anda hanya memerlukan beberapa gagasan.

• Kulit (bilangan kuantum utama n): 1, 2, 3, dan seterusnya. Kulit yang lebih tinggi lebih jauh dari inti dan energinya lebih tinggi.
• Subkulit (s, p, d, f): pembagian di dalam kulit menurut bentuk orbital. Kulit n memuat n jenis subkulit: kulit 1 hanya memiliki 1s, kulit 2 memiliki 2s dan 2p, kulit 3 memiliki 3s, 3p, dan 3d.
• Orbital: daerah tempat elektron kemungkinan besar ditemukan. Subkulit s memiliki satu orbital, p tiga, d lima, dan f tujuh.

Setiap orbital menampung paling banyak dua elektron, sehingga kapasitas maksimumnya 2 untuk s, 6 untuk p, 10 untuk d, dan 14 untuk f.

Konfigurasi ditulis sebagai label subkulit diikuti jumlah elektron dalam bentuk pangkat, misalnya 1s² 2s² 2p⁴. Itulah oksigen, dengan delapan elektron: dua di 1s, dua di 2s, dan empat di 2p.

Aturan 1: prinsip Aufbau

Prinsip Aufbau (dari bahasa Jerman yang berarti "membangun") menyatakan bahwa pada atom dalam keadaan dasar, elektron mengisi orbital berenergi terendah lebih dahulu. Masalahnya, energi orbital tidak persis mengikuti nomor kulit. Sebagai contoh, 4s terisi sebelum 3d.

Urutan pengisian yang lazim adalah:

1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p → 7s → 5f → 6d → 7p

Cara praktis untuk mengingatnya adalah aturan n + l, yang juga disebut aturan Madelung. Beri s, p, d, dan f nilai l berturut-turut 0, 1, 2, dan 3.

1. Isilah subkulit menurut urutan n + l yang makin besar.
2. Jika dua subkulit memiliki n + l yang sama, isilah yang n-nya lebih kecil lebih dahulu.

4s memiliki n + l = 4 + 0 = 4, sedangkan 3d memiliki 3 + 2 = 5, sehingga 4s lebih dahulu. 3d dan 4p (4 + 1 = 5) seri, sehingga 3d, yang n-nya lebih kecil, didahulukan. Banyak buku teks menampilkannya sebagai diagram panah diagonal.

Tabel periodik sendiri menyandikan urutan ini. Dengan membaca setiap baris dari kiri atas, Anda melewati blok s, lalu blok f bila ada, lalu blok d, dan akhirnya blok p, yang persis sama dengan urutan pengisian.

Aturan 2: prinsip larangan Pauli

Prinsip larangan Pauli menyatakan bahwa tidak ada dua elektron dalam satu atom yang memiliki keempat bilangan kuantum yang sama. Untuk konfigurasi, artinya satu orbital menampung paling banyak dua elektron, dan keduanya harus memiliki spin yang berlawanan. Itulah sebabnya kotak orbital yang penuh berisi satu panah ke atas (↑) dan satu panah ke bawah (↓).

Aturan 3: aturan Hund

Aturan Hund menyatakan bahwa ketika beberapa orbital memiliki energi yang sama, elektron menempatinya satu per satu dengan spin sejajar sebelum ada yang berpasangan. Bayangkan penumpang yang naik bus dengan kursi-kursi ganda yang kosong: orang lebih memilih menempati kursi ganda yang masih kosong sendirian sebelum ada yang mau duduk di samping orang asing. Elektron saling tolak-menolak, sehingga menyebar ke orbital-orbital terpisah menghasilkan energi yang lebih rendah.

Menggambar diagram kotak orbital

Ambil nitrogen, dengan tujuh elektron. Konfigurasinya 1s² 2s² 2p³, dan kotak orbitalnya tampak seperti ini:

• 1s: [↑↓]
• 2s: [↑↓]
• 2p: [↑ ] [↑ ] [↑ ]

Sesuai aturan Hund, ketiga elektron 2p menempati kotak terpisah dengan spin yang sama, sehingga nitrogen memiliki tiga elektron tak berpasangan.

Oksigen, dengan delapan elektron, adalah 1s² 2s² 2p⁴:

• 2p: [↑↓] [↑ ] [↑ ]

Elektron 2p keempat harus berpasangan, sehingga tersisa dua elektron tak berpasangan. Elektron yang berpasangan itulah alasan nitrogen memiliki energi ionisasi lebih tinggi daripada oksigen, sebuah pengecualian yang dibahas dalam panduan tren periodik.

Notasi singkat gas mulia

Konfigurasi menjadi panjang untuk atom yang lebih besar. Bila ditulis lengkap, besi (26 elektron) adalah:

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶

Bagian pertamanya, 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶, identik dengan konfigurasi argon (18 elektron), sehingga dapat diganti dengan lambang gas mulia dalam kurung siku:

[Ar] 4s² 3d⁶

Inilah notasi gas mulia. Bagian dalam kurung mewakili elektron inti (core), yang jarang ikut serta dalam reaksi kimia; yang mengikutinya adalah elektron valensi yang menentukan perilaku unsur. Contoh lain:

Jajarkan notasi singkat unsur-unsur dalam satu golongan dan konfigurasi terluarnya akan berulang: natrium [Ne]3s¹, kalium [Ar]4s¹, dan rubidium [Kr]5s¹. Pengulangan itulah sebabnya unsur-unsur dalam satu golongan berperilaku serupa.

Ada dua kebiasaan dalam mengurutkan subkulit. Sebagian menuliskannya menurut urutan pengisian, [Ar] 4s² 3d⁶; sebagian lain menurut nomor kulit, [Ar] 3d⁶ 4s². Keduanya menggambarkan konfigurasi yang sama.

Pengecualian: kromium dan tembaga

Menerapkan prinsip Aufbau secara mekanis menghasilkan [Ar] 4s² 3d⁴ untuk kromium (24 elektron) dan [Ar] 4s² 3d⁹ untuk tembaga (29). Keadaan dasar hasil pengukuran berbeda:

• Kromium: [Ar] 4s¹ 3d⁵
• Tembaga: [Ar] 4s¹ 3d¹⁰

Satu elektron 4s berpindah ke 3d, sehingga subkulit d menjadi tepat setengah penuh (d⁵) atau penuh sama sekali (d¹⁰). Penjelasan ringkas yang biasa dipakai adalah bahwa subkulit setengah penuh dan penuh sangat stabil. Lebih tepatnya, 4s dan 3d begitu berdekatan energinya sehingga keuntungan energi pertukaran antarelektron berspin sama, ditambah berkurangnya tolakan, melebihi biaya memindahkan satu elektron 4s.

Molibdenum ([Kr] 5s¹ 4d⁵), perak ([Kr] 5s¹ 4d¹⁰), dan emas ([Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s¹) menunjukkan pengecualian serupa, dan paladium ([Kr] 4d¹⁰) sama sekali tidak memiliki elektron s terluar. Pengecualian makin banyak pada unsur-unsur yang lebih berat, tempat energi orbital saling berdesakan dan efek relativistik ikut berperan. Kromium dan tembaga paling sering diujikan, tetapi ingatlah bahwa aturan pengisian adalah pendekatan yang sangat baik, bukan hukum tanpa pengecualian.

Konfigurasi ion

Untuk membentuk kation, lepaskan elektron dari kulit terluar (n tertinggi) lebih dahulu. Meskipun 4s terisi sebelum 3d, 4s juga dikosongkan sebelum 3d.

• Fe: [Ar] 3d⁶ 4s² → Fe²⁺: [Ar] 3d⁶ → Fe³⁺: [Ar] 3d⁵
• Cu: [Ar] 3d¹⁰ 4s¹ → Cu⁺: [Ar] 3d¹⁰ → Cu²⁺: [Ar] 3d⁹

Untuk anion, tambahkan elektron. Klorin ([Ne] 3s² 3p⁵) menangkap satu elektron menjadi Cl⁻ ([Ne] 3s² 3p⁶), konfigurasi yang sama dengan argon.

Latihan: tulis sendiri

Ikuti langkah-langkah ini dan Anda dapat menulis konfigurasi hampir semua unsur.

1. Gunakan nomor atom untuk mengetahui jumlah elektron pada atom netral.
2. Temukan gas mulia sebelumnya dan tuliskan lambangnya dalam kurung siku.
3. Telusuri tabel periodik dari sel setelah gas mulia itu hingga unsur Anda, isi s, lalu f, lalu d, lalu p sesuai blok yang Anda lewati.
4. Periksa apakah unsur itu termasuk pengecualian tipe kromium atau tembaga.

Selenium (34) adalah contoh yang baik. Gas mulia sebelumnya adalah argon (18). Sisa 16 elektron masuk 2 ke 4s, 10 ke 3d, dan 4 ke 4p, sehingga menjadi [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁴. Akhiran 4p⁴ langsung memberi tahu Anda bahwa selenium berada di golongan 16 bersama oksigen. Bandingkan jawaban Anda dengan konfigurasi yang ditampilkan di setiap halaman unsur untuk berlatih.