√ Konfigurasi Elektron : Pengertian, Macam, Aturan & Penulisannya Terlengkap

Diposting pada

√ Konfigurasi Elektron : Pengertian, Macam, Aturan, dan Penulisan Terlengkap – Mungkin sebagian kita ada yang menyukai pelajaran kimia. Dari senyawa atom terkecil hingga rumus kimia tersulit pun dapat kita bahas dalam artikel ini. Pada artikel kali ini kita akan bahas mengenai konfigurasi elektron. Mari simak penjelasannya di bawah ini.

 

 

Pengertian Konfigurasi Elektron

Untuk bisa memahami pengertian konfogurasi elektron dapat dijelaskan menggunakan pemisahan makna kata tersebut. Konfigurasi merupakan suatu susunan atau aturan.

Sedangkan Elektron merupakan suatu partikel sub atom yang memiliki muatan. Sehingga konfogurasi elektron dapat diartikan sebagai suatu susunan elektron-elektron pada sebuah atom. Susunan tersebut dapat mengikuti kaidah dan pola yang telah ditentukan.

Jadi sebelum membahas tentang konfigurasi elektron lebih lanjut, hal yang harus diketahui adalah suatu atom memiliki kulit dan subkulit. Secara lebih jelas Konfigurasi elektron dapat diartikan sebagai suatu penataan atau penyusunan elektron ke dalam kulit dan subkulit atom.

Berdasarkan pengertian diatas dapat dijelaskan bahwa terdapat dua cara dalam suatu penulisan konfigurasi elektron. Cara tersebut yaitu bisa berdasarkan kulit atom atau berdasarkan subkulit atomnya. Konfigurasi elektron ini berdasarkan kulit atom hanya berlaku untuk unsur golongan utama, yaitu unsur golongan IA sampai VIIIA.

 

 

Macam – Macam Konfigurasi Elektron

Konfigurasi Elektron juga memiliki beberapa macam – macamnya, yakni sebagai berikut :

 

  • Kulit dan Subkulit Konfigurasi Elektron

Model atom Bohr merupakan suatu dasar dari konfigurasi elektron dengan bentuk yang masih umum berkaitan dengan kulit dan subkulit.

Konfigurasi elektron merupakan suatu himpunan atau kumpulan elektron-elektron yang menempati bilangan kuantum utama (n) yang sama.

Dalam teori kimia dapat dijelaskan bahwa atom ke n dapat menampung 2n2 elektron. Misalnya, jika kulit pertama bisa menampung 2 elektron, kulit kedua 8 elektron, dan kulit ketiga 18 elektron.

Sedangkan subkulit atom pada konfigurasi elektron merupakan suatu elektron-elektron yang memiliki bilangan kuantum azimut ℓ dalam suatu kulit. Nilai-nilai ℓ (bilangan kuantum azimuth) yakni 0, 1, 2, 3.

Angka-angka tersebut akan melambangkan s, p, d, dan f. Setiap sub kulitnya maksimum dapat diisi dengan 2(2ℓ+1) elektron.

Terdapat beberapa model dalam penentuan suatu konfirasi elektron. Model-model tersebut dapat dijelaskan sebagai berikut ini :

 

1. Model Panjang

Konfigurasi elektron model panjang merupakan suatu konfigurasi yang paling umum. Konfigurasi elektron model ini ditulis dalam bentuk nomor urutan subkulit, dimana setiap sub kulit ini memiliki nama berupa angka berpangkat. Angka-angka tersebut dapat menyatakan jumlah elektron.

Misalnya, hidrogen (H) hanya elektron yang berjumlahnya adalah 1 (hal ini karena nomor atom H adalah 1). Sehingga konfigurasi elektron untuk hidrogen tersebut ialah 1s1.

 

2. Model Gas Mulia

Gas mulia memiliki nomor atom yang dapat direkomendasikan untuk mempersingkat penulisan suatu konfigurasi elektron. Tujuannya adalah agar penulisan konfigurasi elektron ini tidak terlalu panjang.

Misalnya, pada konfigurasi elektron P jika menggunakan konfigurasi elektron model panjang dituliskan dengan 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3, akan tetapi dengan menggunakan model gas mulia ini dapat dituliskan menjadi [Ne] 3s2 3p3. Hal ini karena Neon [Ne] juga merupakan salah satu gas mulia dengan nomor atom 10 dengan konfigurasi 1s2 2s2 2p6.

 

3. Pengisian Elektron

Aturan dalam penulisan konfurasi elektron ini tidaklah ditulis sembarangan, akan tetapi penulisannya harus berdasarkan kenaikan energi yang dialami elektron tersebut. Agar lebih mudah untuk bisa memahami model pengisian elektron ini kita dapat memperhatikan gambar konfigurasi elektron berikut ini.

 

Berdasarkan gambar tersebut, maka urutan atau penyusunan dalam suatu pengisian elektron diawali dari 1s hingga 8s. Urutan pengisian elektron tersebut adalah sebagai berikut, 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, dan 8s.

 

4. Konfigurasi Elektron Ion

Dalam suatu konfigurasi elektron ternyata terdapat beberapa unsur yang terionisasi. Unsur-unsur yang dapat terionisasi ini jumlah elektronnya akan berubah (berkurang). Misalnya, pada besi (Fe) memiliki nomor atom 26 dengan konfigurasi elektron [Ar]3d64s2.

Akan tetapi penulisan konfigurasi elektronnya ini akan berubah jika Fe terionisasi menjadi Fe2+. Fe2+ ini menunjukkan Fe akan terionisasi sehingga mengalami pengurangan 2 buah elektron dari 26 elektronnya.

Sehingga penulisan konfigurasi elektron Fe2+ yakni [Ar]3d6. Hal yang perlu dicatat jika sebuah unsur ini terionisasi, yang berkurang adalah elektron valensinya. Elektron valensi suatu unsur adalah suatu elektron terluar unsur tersebut.

 

  • Notasi Konfigurasi Elektron

Notasi merupakan standar yang digunakan untuk mengetahui suatu konfigurasi elektron dari sebuah atom dan molekul. Dalam ilmu kimia untuk atom, notasinya juga terdiri dari urutan orbital atom dengan nomor elektron mengisi masing-masing orbital dalam format angka berpangkat.

Misalnya pada hidrogen (H) memiliki satu elektron dalam orbital s kulit pertama, sehingga konfigurasinya ditulis 1s1. Litium ini memiliki dua elektron di subkulit 1s dan satu elektron di subkulit 2s sehingga konfigurasi elektronnya ditulis 1s2 2s1. Angka yang berpangkat 1 pada notasi tidak wajib dicantumkan.

 

  • Energi Dalam Konfigurasi Elektron

Energi juga dapat dikaitkan dengan suatu elektron dalam orbital. Energi dalam sebuah konfigurasi ini sering kali mendekati jumlah energi di setiap elektron dengan mengabaikan interaksi antar elektron.

Suatu konfigurasi yang memiliki energi terendah disebut keadaan dasar (ground state). Sedangkan konfigurasi lainnya disebut dengan  keadaan tereksitasi (excited state).

 

  • Prinsip Aufbau Dan Aturan Madelung Dalam Konfigurasi Elektron

Orbital yang diisi untuk meningkatkan nilai n+l.
Dimana dua orbital ini memiliki nilai n+l yang sama.
Berikut ini yaitu suatu urutan orbital pada konfigurasi elektron :

 

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, (8s, 5g, 6f, 7d, 8p, dan 9s)

 

  • Penyimpangan Konfigurasi Elektron

 

1. Penyimpangan Konfigurasi Elektron Pada Orbiital d :

Penyimpangan pada orbital subkulit d ini dikarenakan orbital yang setengah penuh (d5) atau penuh (d10) itu akan bersifat lebih stabil dibandingkan dengan orbital yang hampir setengah penuh (d4) atau hampir penuh (d8 atau d9).
tabel orbital d

 

 

2. Penyimpangan Konfigurasi Elektron Pada Orbital f :

Pada orbital f, sebagaimana dengan penyimpangan konfigurasi dalam orbital d, maka suatu konfigurasi elektron yang berakhir pada orbital f juga mengalami penyimpangan.

 

 

  • Konfigurasi Elektron Dalam Molekul

Dalam molekul, konfigurasi elektronnya ini semakin rumit. Masing-masing molekul ini memiliki struktur orbital yang berbeda. Orbital molekul ini ditandai berdasarkan simetrinya.

Misalnya pada O2 ditulis 1σg2 1σu2 2σg2 2σu2 3σg2 1πu4 1πg2, atau setara dengan 1σg2 1σu2 2σg2 2σu2 1πu4 3σg2 1πg2. Istilah 1πg2 juga mewakili dua elektron di dalam dua turunan orbital ke-π* (antibonding).

 

 

Aturan atau Prinsip Konfigurasi Elektron

Atom memiliki suatu aturan-aturan dalam menentukan konfigursi elektronnya. Terdapat aturan dalam konfigurasi elektron yakni :

 

1. Aturan Aufbau

Aturan Aufbau merupakan salah satu aturan yang paling digunakan dalam suatu konfigurasi elektron. Aturan ini menjelaskan tentang suatu pengisian orbital (fungsi matematika yang menggambarkan perilaku elektron) yang dimulai dari tingkat energi rendah ke yang tingkat energi tinggi. Umumnya, elektron ini menempati subkulit yang energinya rendah lebih dulu.

Bilangan kuantum utama (n) dan bilangan kuantum azimuth ( l ) ini dijadikan rujukan untuk mengetahui tingkat energi pada suatu sub kulit. Pada orbital, harga (n + l) ini mempengaaruhi tingkat energi pada subkulit tertentu. Sehingga jika harga (n + 1)nya memiliki nilai yang sangat besar maka tingkat energinya lebih besar.

 

2. Aturan Pauli

Aturan Pauli ini disebut juga dengan Eksklusi Pauli. Sesuai dengan namanya sebuah aturan ini dikemukakan oleh Wolfgang Pauli (1926). Aturan ini juga berupa larangan yang menyatakan bahwa tidak boleh terdapat dua elektron dalam satu atom dengan empat bilangan kuantum yang sama.

Hal ini setiap orbital yang sama juga memiliki bilangan kuantum n, l, m, namun, yang menjadi pembeda adalah bilangan kuantum spin (s). Berdasarkan hal tersebut, dapat dijelaskan juga bahwa setiap orbital hanya bisa diisi 2 elektron dengan spin yang berlawanan.

Hal ini karena jika elektron ketiga dimasukkan maka akan terdapat spin yang sama dengan salah satu elektron pada sebelumnya.

 

3. Aturan Hund

Aturan hund ini dikemukakan oleh Friedrick Hund (1930). Dalam aturan ini dijelaskan bahwa suatu elektron-elektron dalam orbital-orbital suatu subkulit cenderung untuk tidak berpasangan.

Jadi elektron-elektron baru bisa berpasangan jika pada subkulit itu sudah tidak ada lagi orbital kosong. Awalnya semua ruang orbital yang diisi dengan satu spin dengan arah panah keatas. Setelah semua ruang penuh maka diisi juga spin dengan panah kebawah.

 

4. Aturan Penuh Setengah Penuh

Aturan ini juga berkaitan erat dengan hibridisasi elektron. Aturan ini menjelaskan bahwa suatu elektron ini memiki kecenderungan untuk berpindah orbital apabila dapat membentuk suatu susunan elektron yang lebih stabil untuk konfigurasi elektron yang berakhiran pada sub kulit d akan berlaku aturan penuh setengah penuh.

Misalnya: 24Cr = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 akan menjadi 24Cr = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5. Berdasarkan contoh yang tadi dapat dikatakan bahwa jika 4s diisi 2 elektron maka 3d kurang satu elektron untuk menjadi setengah penuh. Sehingga elektron yang berada di 4s ini akan berpindah ke 3d.

 

 

Penulisan Konfigurasi Elektron

Konfigurasi elektron penulisannya ini berdasarkan teori atom dalam pembahasan mekanika kuantum. Kemudian, elektron-elektron ditempatkan pada suatu orbital-orbital sesuai dengan urutan tingkat energinya (aturan Aufbau), dan tingkat energi yang paling rendah diisi terlebih dahulu.

Cara pengisian orbital sama dengan pengisian pada suatu tingkat energi, dimana dalam pengisiannya sesuai dengan aturan Hund, tetapi jumlah elektron yang menempati ruang hanya dua saja (satu elektron berpangan) yang sesuai aturan Pauli.

Pada gambar berikut ini merupakan contoh cara penulisan konfigurasi elektron yang benar.

 

 

 

Penulisan suatu konfigurasi elektron dapat disingkat dengan menggunakan nomor atom unsur lain seperti yang telah dijelaskan pada model konfigurasi elektron.

 

 

Konfigurasi Elektron dan Bilangan Kuantum

Bilangan kuantum ini dapat ditentukan berdasarkan konfigurasi elektron, misalnya atom oksigen (O) bernomor atom 8, sehingga memiliki 8 elektron, suatu konfigurasi elektron atom oksigen adalah 8O: 1s2 2s2 2p4.

Konfigurasi elektron tersebut dapat diuraikan menjadi beberapa bentuk seperti dibawah ini :
1) 1s2 2s2 2px2 2py1 2pz1
2) 1s2 2s2 2px1 2py2 2pz1
3) 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz2

Berdasarkan contoh tersebut maka dapat dilihat bahwa pada elektron terakhir dari atom oksigen memiliki bilangan kuantum sebagai berikut ini.
1) Bilangan kuantum utama, n= 2
2) Bilangan kuantum azimut, l= 1
3) Bilangan kuantum spin, s= –½
4) Bilangan kuantum magnetik, m= –1, +1, atau 0 (tidak pasti, semua orbital ini memiliki peluang yang sama untuk dihuni).

 

Rumus Konfigurasi Elektron

Σ = 2(n2)

 

 

 

Demikianlah penjelasan mengenai √ Konfigurasi Elektron : Pengertian, Macam, Aturan, dan Penulisan Terlengkap. Semoga dapat memberikan manfaat dan ilmu pengetahuan serta wawasan yang sangat luas untuk para pembaca. Terima kasih.

 

Baca Juga Artikel :

Baca Juga :  √ Unsur, Senyawa & Campuran : Pengertian, Sifat, Contoh & Perbedaannya Lengkap
Baca Juga :  √ Pengertian Ilmu Kimia & Cabang - Cabang Ilmu Kimia Lengkap
Baca Juga :  √ Logam : pengertian, Sifat, Unsur, Jenis & Fungsinya Terlengkap
Baca Juga :  √ Perubahan Kimia : Pengertian, Ciri, Sifat & Contohnya Lengkap