Yuk Pelajari Tentang Konfigurasi Elektron

Orbital merupakan daerah dengan probabilitas ditemukannya elektron. Tahukah kamu bagaimana distribusi elektron di antara orbital–orbital tersebut? Jawabanya adalah dengan menggunakan konfigurasi elektron. Melalui konfigurasi elektron, kamu dapat mengetahui bagaimana elektron berdistribusi dalam setiap orbital atom. Konfigurasi elektron ini melibatkan keempat bilangan kuantum, di mana bilangan kuantum utama (n), azimuth (l), magnetik (m), dan spin (s) dapat kamu anggap sebagai alamat dari elektron.

Untuk menuliskan konfigurasi elektron, kamu bisa menuliskan simbol dari subkulit yang   ditempati elektron dan menambahkan pangkat sebagai jumlah elektron dalam orbital atau subkulit. Contoh konfigurasi elektron dari atom helium yang memiliki dua buah elektron:

He: 1s² (dalam subkulit 1s terdapat dua buah elektron)

Selain itu, konfigurasi elektron juga dapat direpresentasikan menggunakan diagram orbital. Setiap orbital digambarkan dengan sebuah kotak dan setiap elektron digambarkan dengan panah. Contoh untuk atom He:

Dari diagram orbital tersebut, dalam satu orbital yang sama elektron yang berpasangan akan memiliki arah perputaran yang berlawanan. Panah ke atas merepresentasikan elektron dengan bilangan kuantum spin +1/2. Sedangkan panah ke bawah merepresentasikan elektron dengan bilangan kuantum spin -1/2.

Pada subkulit s terdapat satu orbital, sehingga diagram orbitalnya:

Pada subkulit p terdapat tiga orbital, sehingga diagram orbitalnya:

Pada subkulit d terdapat lima orbital, sehingga diagram orbitalnya:

Pada subkulit f terdapat tujuh orbital, sehingga diagram orbitalnya:

Agar kamu bisa menuliskannya terdapat beberapa aturan yang harus dipenuhi, di antaranya adalah prinsip aufbau, larangan Pauli, serta aturan Hund. Untuk lebih jelasnya, kamu dapat membaca penjelasannya berikut ini.

Prinsip Aufbau

Menurut prinsip ini, pengisian elektron dimulai dari subkulit dengan tingkat energi paling rendah sampai ke yang paling tinggi.

Pengisian elektron dimulai dari subkulit 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, dan seterusnya. Walaupun subkulit 4s memiliki billangan kuantum n yang lebih besar dari 3d, tetapi tingkat energi dari subkulit 4s lebih rendah dibanding subkulit 3d, sehingga subkulit 4s terlebih dahulu terisi elektron sebelum 3d.

Contoh konfigurasi elektron dari atom besi yang memiliki nomor atom 26:

₂₆Fe: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶

Baca juga: Yuk Ketahui Sistem Periodik Unsur

Larangan Pauli

Pauli menyatakan bahwa tidak ada dua elektron yang memiliki keempat bilangan kuantum yang sama. Meskipun dalam orbital yang sama (nilai n, l, dan m sama), nilai s akan berbeda dimana kedua elektron tersebut memiliki nilai masing – masing +1/2 dan -1/2.

Larangan Pauli ini menunjukkan bahwa dalam satu orbital hanya dapat terisi dua buah elektron. Pada subkulit s hanya terdapat satu orbital maka jumlah maksimum elektron yang terisi adalah dua. Pada subkulit p terdapat 3 orbital maka jumlah maksimum elektron yang terisi adalah 6. Pada subkulit d terdapat 5 orbital maka jumlah maksimum elektron yang terisi adalah 10. Pada subkulit f terdapat 7 orbital maka jumlah maksimum elektron yang terisi adalah 14.

Aturan Hund

Menurut Hund penyusunan elektron dalam subkulit yang paling stabil adalah susunan dengan jumlah spin paralel yang paling banyak. Hal ini berarti bahwa setiap orbital harus terisi minimal satu elektron sebelum berpasangan.

Contoh:

Konfigurasi elektron yang benar untuk atom karbon :

Konfigurasi elektron yang salah untuk atom karbon :

Penyimpangan Pada Orbital d

Pada orbital d terdapat penyimpangan konfigurasi elektron. Hal ini terjadi karena orbital d stabil pada keadaan setengah penuh atau penuh terisi elektron. Penyimpangan ini terjadi pada beberapa unsur golongan transisi.

Contoh konfigurasi elektron dari Cr dengan nomor atom 24 secara teori adalah 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁴. Namun karena orbital d stabil pada keadaan setengan penuh atau penuh maka konfigurasi elektron yang sebenarnya dari Cr adalah 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d⁵.

Contoh lain konfigurasi elektron dari Cu dengan nomor atom 29 secara teori adalah 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁹. Namun karena orbital d stabil pada keadaan setengan penuh atau penuh maka konfigurasi elektron yang sebenarnya dari Cu adalah 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d¹⁰.

Baca juga: Mengenal Bilangan Kuantum

Konfigurasi Elektron Gas Mulia

Gas mulia merupakan kelompok unsur yang sangat stabil (sulit bereaksi) karena konfigurasi elektron valensinya yang penuh (elektron valensi akan dibahas di pembahasan selanjutnya). Unsur–unsur yang termasuk gas mulia adalah helium (He), neon (Ne), argon (Ar), kripton (Kr), xenon (Xe), dan radon (Rn).

Berikut konfigurasi elektron dari gas mulia:

• ₂He: 1s²
• ₁₀Ne: 1s² 2s² 2p⁶
• ₁₈Ar: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶
• ₃₆Kr: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶
• ₅₄Xe: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶
• ₈₆Rn: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p⁶

Konfigurasi elektron gas mulia ini seringkali digunakan untuk mempermudah penulisan konfigurasi elektron atom lainnya dengan cara mempersingkatnya. Contoh natrium yang memiliki nomor atom 11 dengan konfigurasi elektron 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹, maka bisa dituliskan sebagai berikut:

₁₁Na: [Ne] 3s¹

Simbol [Ne] merepresentasikan konfigurasi 10 elektron dari Ne yaitu 1s² 2s² 2p⁶. Contoh lain selenium yang memiliki nomor atom 34, konfigurasi elektronnya dapat dituliskan sebagai berikut:

₃₄Se: [Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p⁴

Tabel konfigurasi elektron dari unsur – unsur dengan nomor atom 1 sampai 20.

Konfigurasi Elektron Ion

Ion adalah atom atau molekul yang memiliki muatan. Terdapat dua jenis ion yaitu kation dan anion. Kation merupakan ion yang bermuatan positif dimana sebelumnya telah melepaskan paling sedikit satu buah elektron. Sedangkan anion merupakan ion yang bermuatan negatif dimana sebelumnya telah menerima paling sedikit satu buah elektron.

Adanya pelepasan atau penerimaan elektron, menyebabkan konfigurasi elektron dari ion akan berbeda dari konfigurasi elektron atomnya yang netral. Untuk menuliskan konfigurasi elektron dari suatu ion, tuliskan terlebih dahulu konfigurasi elektron dari atom normalnya. Jika kation maka jumlah elektron akan berkurang dan jika anion maka jumlah elektronnya akan bertambah. Contoh konfigurasi elektron dari Ca²⁺ dan Cl^–:

• Konfigurasi elektron dari atom Ca adalah 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s², maka konfigurasi elektron dari ion Ca²⁺ adalah 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ (dua elektron dilepaskan dari kulit terluar yaitu di subkulit 4s)
• Konfigurasi elektron dari atom Cl adalah 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵, maka konfigurasi elektron dari ion Cl^– adalah 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ (satu elektron telah diterima dan masuk ke kulit terluar di subkulit 3p)

Contoh Soal

1. Tuliskanlah konfigurasi elektron dari unsur – unsur berikut ini tanpa menggunakan penyingkatan. a) ₃₇Rb b) ₃₂Ge c) ₄₂Mo

Jawaban:

_{a. 37}Rb: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s¹

_{b. 32}Ge: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p²

_{c. 42}Mo: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s¹ 4d⁵

2. Tuliskanlah konfigurasi elektron dari unsur – unsur berikut ini dengan menggunakan penyingkatan (konfigurasi elektron gas mulia): _{a) 88}Ra b) ₅₈Ce c) ₇₈Pt

Jawaban:

_{a) 88}Ra: [Rn] 7s²

_{b) 58}Ce: [Xe] 6s² 4f²

_{c) 48}Cd: [Kr] 5s² 4d¹⁰

3. Tuliskanlah konfigurasi elektron dari ion – ion berikut ini. a) ₁₉K⁺ b) ₁₆S^2- c) ₂₉Cu²⁺

Jawaban:

a) Konfigurasi elektron K: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹, maka konfigurasi elektron K⁺: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶

b) Konfigurasi elektron S: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴, maka konfigurasi elektron S^2-: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶

c) Konfigurasi elektron Cu: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d¹⁰, maka konfigurasi elektron Cu²⁺: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁹

Baca juga: Mengenal Struktur Atom

Pemahaman Akhir

Orbital merupakan daerah di sekitar inti atom di mana elektron memiliki probabilitas tinggi untuk ditemukan. Konfigurasi elektron digunakan untuk mengetahui bagaimana distribusi elektron di dalam orbital. Konfigurasi ini melibatkan empat bilangan kuantum: bilangan kuantum utama (n), azimuth (l), magnetik (m), dan spin (s).

Konfigurasi elektron dapat dituliskan dengan menuliskan simbol subkulit yang ditempati oleh elektron beserta pangkat yang menunjukkan jumlah elektron dalam subkulit tersebut. Misalnyahelium (He) adalah 1s2, yang berarti ada dua elektron dalam subkulit 1s.

Selain itu, konfigurasi elektron juga dapat diwakili oleh diagram orbital, di mana setiap orbital digambarkan sebagai sebuah kotak dan setiap elektron digambarkan sebagai panah. Prinsip Aufbau, larangan Pauli, dan aturan Hund adalah aturan yang harus diikuti dalam menentukan konfigurasi elektron yang benar.

Orbital dikenal memiliki penyimpangan dalam konfigurasi elektron. Orbital d stabil pada keadaan setengah penuh atau penuh, sehingga dalam beberapa unsur golongan transisi terdapat penyimpangan dalam konfigurasi elektron.

Konfigurasi elektron gas mulia, seperti helium (He), neon (Ne), dan argon (Ar), sangat stabil karena konfigurasi elektron valensinya yang penuh. Konfigurasi elektron gas mulia sering digunakan sebagai penyingkatan dalam menuliskan konfigurasi elektron unsur lainnya.

Konfigurasi juga berlaku untuk ion, di mana konfigurasi elektron ion akan berbeda dari atom netralnya karena pelepasan atau penerimaan elektron. Kation adalah ion bermuatan positif yang telah kehilangan satu atau lebih elektron, sedangkan anion adalah ion bermuatan negatif yang telah menerima satu atau lebih elektron.

Dengan memahami konfigurasi elektron, kita dapat memahami distribusi elektron dalam orbital dan memprediksi sifat kimia suatu unsur atau ion. Konfigurasi elektron juga membantu dalam penentuan reaktivitas dan ikatan kimia antara atom.

Demikianlah ulasan materinya. Sekarang kamu sudah tau bagaimana distribusi elektron di antara orbital–orbital atom dan juga kamu bisa menuliskan bagaimana konfigurasi elektron dari suatu unsur. Semoga penjelasannya bermanfaat.

Referensi:

Brown, Theodore L. (2011). Chemistry the Central of Science  Edition.Pearson Prentince

Hall.

Chang, Raymond. (2010). Chemistry 10^th Edition. New York: McGraw-Hill.

Suwardi, dkk. (2009). Panduan Pembelajaran Kimia Untuk SMA dan MA Kelas XI. Jakarta:

Pusat Perbukuan Departemen Pendidikan Nasional.

Whitten. (2013). Chemistry 12^th Edition. Brooks Cole.