KONFIGURASI ELEKTRON BERDASARKAN KONSEP
BILANGAN KUANTUM
Konfigurasi
elektron menggambarkan penataan/susunan elektron dalam atom. Dalam menentukan konfigurasi elektron suatu atom, ada 3
aturan yang harus dipakai, yaitu : Aturan Aufbau, Aturan Pauli, dan Aturan
Hund.
1.
Aturan Aufbau
Pengisian
orbital dimulai dari tingkat energi yang rendah ke tingkat energi yang tinggi. Elektron mempunyai kecenderungan akan menempati dulu
subkulit yang energinya rendah. Besarnya tingkat energi dari suatu subkulit
dapat diketahui dari bilangan kuantum utama (n) dan bilangan kuantum azimuth (
l ) dari orbital tersebut. Orbital dengan harga (n + l) lebih besar mempunyai
tingkat energi yang lebih besar. Jika harga (n + l) sama, maka orbital yang
harga n-nya lebih besar mempunyai tingkat energi yang lebih besar. Urutan
energi dari yang paling rendah ke yang paling tinggi sebagaimana digaram yang
dibuat oleh Mnemonik Moeler
2. Aturan Pauli (Eksklusi Pauli)
Aturan ini dikemukakan oleh Wolfgang Pauli
pada tahun 1926. Yang menyatakan “Tidak boleh terdapat dua elektron
dalam satu atom dengan empat bilangan kuantum yang sama”. Orbital yang
sama akan mempunyai bilangan kuantum n, l, m, yang sama tetapi yang membedakan
hanya bilangan kuantum spin (s). Dengan demikian, setiap orbital hanya dapat
berisi 2 elektron dengan spin (arah putar) yang berlawanan. Jadi, satu orbital
dapat ditempati maksimum oleh dua elektron, karena jika elektron ketiga
dimasukkan maka akan memiliki spin yang sama dengan salah satu elektron
sebelumnya.
3. Aturan Hund
Aturan ini dikemukakan oleh Friedrick
Hund Tahun 1930. yang menyatakan “elektron-elektron dalam
orbital-orbital suatu subkulit cenderung untuk tidak berpasangan”.
Elektron-elektron baru berpasangan apabila pada
subkulit itu sudah tidak ada lagi orbital kosong.
Untuk menyatakan distribusi elektron-elektron
pada orbital-orbital dalam suatu subkulit, konfigurasi elektron dituliskan
dalam bentuk diagram orbital.
Suatu orbital digambarkan dalam bentuk kotak,
sedangkan elektron yang menghuni orbital digambarkan dengan dua anak panah yang
berlawanan arah. Jika orn=bital hanya mengandung satu elektron, maka anak panah
yang ditulis mengarah ke atas.
Dalam menerapkan aturan hund, maka kita harus
menuliskan arah panah ke atas terlebih dahulu pada semua kotak, baru kemudian
diikuti dengan arah panah ke bawah jika masihterdapat elektron sisanya.
4. Aturan Penuh Setengah
Penuh
Sifat ini berhubungan erat dengan hibridisasi elektron. Aturan ini menyatakan bahwa : “suatu elektron mempunyai kecenderungan untuk berpindah orbital apabila dapat membentuk susunan elektron yang lebih stabil.....untuk konfigurasi elektron yang berakhiran pada sub kulit d berlaku aturan penuh setengah penuh. Untuk lebih memahamkan teori ini perhatikan juga contoh di bawah ini :
24Cr = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 menjadi 24Cr = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5
dari contoh terlihat apabila 4s diisi 2 elektron maka 3d kurang satu elektron untuk menjadi setengah penuh....maka elektron dari 4s akan berpindah ke 3d. hal ini juga berlaku untuk kasus :
29Cu = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9 menjadi 29Cu = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10
Sifat ini berhubungan erat dengan hibridisasi elektron. Aturan ini menyatakan bahwa : “suatu elektron mempunyai kecenderungan untuk berpindah orbital apabila dapat membentuk susunan elektron yang lebih stabil.....untuk konfigurasi elektron yang berakhiran pada sub kulit d berlaku aturan penuh setengah penuh. Untuk lebih memahamkan teori ini perhatikan juga contoh di bawah ini :
24Cr = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 menjadi 24Cr = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5
dari contoh terlihat apabila 4s diisi 2 elektron maka 3d kurang satu elektron untuk menjadi setengah penuh....maka elektron dari 4s akan berpindah ke 3d. hal ini juga berlaku untuk kasus :
29Cu = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9 menjadi 29Cu = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10
TEORI ATOM & MEKANIKA KUANTUM
Keadaan partikel-partikel penyusun
atom (proton, netron, dan elektron) yang berada di dalam atom digambarkan
dengan struktur atom. Kedudukan elektron di sekitar inti atom atau konfigurasi
elektron di sekitar inti atom berpengaruh terhadap sifat fisis dan kimia atom
yang bersangkutan.
Model atom ERNEST RUTHERFORD
(1871-1937) tahun 1911 yang menyatakan bahwa atom terdiri dari inti kecil yang
bermuatan positif (tempat konsentrasi seluruh massa atom) dan dikelilingi oleh
elektron pada permukaannya. Namun teori ini tidak dapat menerangkan kestabilan
atom. Sewaktu mengelilingi proton, elektron mengalami percepatan sentripetal
akibat pengaruh gaya sentripetal (Gaya Coulomb).
Menurut teori mekanika klasik dari
Maxwell, yang menyatakan bahwa partikel bermuatan bergerak maka akan
memancarkan energi. Maka menurut Maxwell bila elektron bergerak mengelilingi
inti juga akan memancarkan energi.
Pemancaran energi ini menyebabkan
elektron kehilangan energinya, sehingga lintasannya berbentuk spiral dengan
jari-jari yang mengecil, laju elektron semakin lambat dan akhirnya dapat tertarik
ke inti atom. Jika hal ini terjadi maka atom akan musnah, akan tetapi pada
kenyataannya atom stabil.
Pada tahun 1913, NIELS BOHR
menggunakan teori kuantum untuk menjelaskan spektrum unsur. Berdasarkan
pengamatan, unsur-unsur dapat memancarkan spektrum garis dan tiap unsur
mempunyai spektrum yang khas. Menurut Bohr,
Spektrum garis menunjukkan elektron
dalam atom hanya dapat beredar pada lintasan-lintasan dengan tingkat energi
tertentu. Pada lintasannya elektron dapat beredar tanpa pemancaran atau penyerapan
energi. Oleh karena itu, energi elektron tidak berubah sehingga lintasannya
tetap.
Elektron dapat berpindah dari satu lintasan ke lintasan lain disertai pemancaran atau penyerapan sejumlah energi yang harganya sama dengan selisih kedua tingkat energi tersebut.
Elektron dapat berpindah dari satu lintasan ke lintasan lain disertai pemancaran atau penyerapan sejumlah energi yang harganya sama dengan selisih kedua tingkat energi tersebut.
ΔE = Ef – Ei
Keterangan:
ΔE = energi yang menyertai
perpindahan elektron
Ef = tingkat energi akhir
Ei = tingkat energi awal
Namun teori Bohr ini memiliki
kelemahan, yaitu:
- Bohr hanya dapat menjelaskan spektrum gas hidrogen,
tidak dapat menjelaskan spektrum dari unsur yang jumlah elektronnya lebih
dari satu.
- Tidak dapat menjelaskan adanya garis-garis halus pada
spektrum gas hidrogen.
Kelemahan dari model atom Bohr dapat
dijelaskan oleh LOUIS VICTOR DE BROGLIE pada tahun 1924 dengan teori
dualisme partikel gelombang. Menurut de Broglie, pada kondisi tertentu, materi
yang bergerak memiliki ciri-ciri gelombang.
h
λ = ——–—-
m. ν
dimana :
λ = panjang gelombang (m)
m = massa partikel (kg)
ν = kecepatan (ms-1)
h = tetapan Planck (6,626.10-34
Js)
Hipotesis tersebut terbukti benar
dengan ditemukannya sifat gelombang dari elektron. Elektron mempunyai sifat
difraksi, maka lintasan elektron yang dikemukakan Bohr tidak dibenarkan. Gelombang
tidak bergerak melalui suatu garis, melainkan menyebar pada daerah tertentu.
Pada tahun 1927, WERNER
HEISENBERG mengemukakan bahwa posisi atau lokasi suatu elektron dalam atom
tidak dapat ditentukan dengan pasti. Heisenberg berusaha menentukan sifat-sifat
subatomik dan variabel yang digunakan untuk menentukan sifat atom. Sifat ini
adalah kedudukan partikel (x) dan momentum (p).
Kesimpulan dari hipotesisnya adalah
bahwa pengukuran subatomik selalu terdapat ketidakpastian dan dirumuskan
sebagai hasil kali antara ketidakpastian kedudukan (Δx) dengan ketidak pastian
momentum (Δp) dan dirumuskan sebagai berikut :
h
Δx. Δp = —————–
2π
Kemungkinan (kebolehjadian)
menemukan elektron pada suatu titik pada jarak tertentu dari intinya disebut
sebagai Prinsip Ketidakpastian Heisenberg. Artinya gerakan lintasan
elektron beserta kedudukannya tidak dapat diketahui dengan tepat.
Pengertian Sistem Periodik Unsur
Sistem
periodik memperlihatkan pengelompokkan atau susunan unsur-unsur dengan tujuan
mempermudah dalam mempelajari sifat-sifat berbagai unsur yang berubah secara
periodik.
Sejarah Perkembangan Sistem Periodik Unsur
Usaha-usaha
untuk mengelompokkan unsur-unsur telah dimulai sejak para ahli menemukan
semakin banyaknya unsur di alam. Pengelompokkan unsur-unsur ini dimaksudkan
agar unsur-unsur tersebut mudah dipelajari. Beberapa ahli mengelompokkan
unsur-unsur tersebut berdasarkan penelitian yang dilakukan.
1)
Triade Dobereiner
Pada
tahun 1829, Johann Dobereiner mengelompokkan unsure berdasarkan kemiripan sifat
ke dalam tiga kelompok yang disebut triade. Dalam triade, sifat unsur
kedua merupakan sifat antara unsur pertama dan unsur ketiga. Contohnya: suatu
triade Li-Na-K terdiri dari Lithium (Li), Natrium (Na), Kalium (K) yang
mempunyai kemiripan sifat. Dia juga menemukan bahwa massa atom unsur kedua
adalah rata-rata massa atom unsur pertama dan unsur ketiga. Tabel
pengelompokkan unsur dapat dilihat pada Tabel 1. Contohnya: massa atom unsur Na
adalah rata-rata massa atom unsur Li dan massa atom unsur K.
Contoh
triade yang lain adalah triade Ca-Sr-Ba, triade Cl-Br-I.
Tabel
1. Tabel Triade
|
Litium
(Li)
|
Kalsium
(Ca)
|
Klorin
(Cl)
|
Belerang
(S)
|
Mangan
(Mn)
|
|
Natrium
(Na)
|
Stronsium
(Sr)
|
Bromin
(Br)
|
Selenium
(Se)
|
Kromium
(Cr)
|
|
Kalium
(K)
|
Barium
(Ba)
|
Iodin
(I)
|
Telurium
(Te)
|
Besi
(Fe)
|
2)
Hukum Oktaf Newlands
Pada
tahun 1865, John Newlands mengklasifikasikan unsur berdasarkan kenaikan massa
atomnya. Newlands mengamati ada pengulangan secara teratur keperiodikan sifat
unsur. Unsur ke-8 mempunyai sifat mirip dengan unsur ke-1. Begitu juga unsur
ke-9 mirip sifatnya dengan unsur ke-2, dan seterusnya. Karena kecenderungan
pengulangan selalu terjadi pada sekumpulan 8 unsur (seperti yang telah
dijelaskan) maka sistem tersebut disebut Hukum Oktaf.
Tabel
2. Tabel unsur Newlands
|
No
|
No
|
No
|
No
|
No
|
No
|
No
|
No
|
|
H 1
|
F
8
|
Cl 15
|
Co&Ni 22
|
Br
29
|
Pd 36
|
Te
43
|
Pt&Ir 50
|
|
Li 2
|
Na 9
|
K 16
|
Cu
23
|
Rb
30
|
Ag 37
|
Cs
44
|
Os 51
|
|
Be 3
|
Mg 10
|
Ca 17
|
Zn
24
|
Sr
31
|
Cd 38
|
Ba
45
|
V 52
|
|
B 4
|
Al 11
|
Cr 18
|
Y
25
|
Ce&La 32
|
U 39
|
Ta
46
|
Tl
53
|
|
C 5
|
Si 12
|
Ti 19
|
In
26
|
Zr
33
|
Sn 40
|
W
47
|
Pb 54
|
|
N 6
|
P 13
|
Mn 20
|
As
27
|
Di&Mo 34
|
Sb 41
|
Nb
48
|
Bi
55
|
|
O 7
|
S 14
|
Fe 21
|
Se
28
|
Ro&Ru 35
|
I 42
|
Au
49
|
Th 56
|
Kelemahannya
adalah Hukum Oktaf Newlands hanya berlaku untuk unsur-unsur dengan massa atom
yang rendah.
3)
Sistem Periodik Mendeleev
Sesuai
dengan kegemarannya yaitu bermain kartu, ahli kimia dari Rusia, Dimitri
Ivanovich Mendeleev (1869) mengumpulkan informasi sebanyak-banyaknya tentang
unsur, kemudian ia menulis pada kartu-kartu. Kartu-kartu unsur tersebut disusun
berdasarkan kenaikan massa atom dan kemiripan sifat. Kartu-kartu unsur yang
sifatnya mirip terletak pada kolom yang sama yang kemudian disebut golongan.
Sedangkan pengulangan sifat menghasilkan baris yang disebut periode.
Alternatif pengelompokkan unsur-unsur lebih ditekankan pada sifat-sifat unsur
tersebut daripada kenaikan massa atom relatifnya, sehingga ada tempat-tempat
kosong dalam tabel periodik tersebut. Tempat kosong inilah yang oleh Mendeleev
diduga akan diisi oleh unsur-unsur dengan sifat-sifat yang mirip tetapi pada
waktu itu unsur tersebut belum ditemukan.
Tabel
3. Tabel Sistem Periodik Mendeleev
|
Reihen
|
Group
I
|
Group
II
|
Group
III
|
Group
IV
|
Group
V
|
Group
VI
|
Group
VII
|
Group
VII
|
|
-
|
-
|
-
|
RH4
|
RH3
|
RH2
|
RH
|
-
|
|
|
R2O
|
RO
|
R2O3
|
RO2
|
R2O5
|
RO3
|
R2H7
|
RO4
|
|
|
1
|
H
= 1
|
|||||||
|
2
|
Li =7
|
Be = 9,4
|
B = 11
|
C = 12
|
N =14
|
O = 16
|
F = 19
|
|
|
3
|
Na
= 23
|
Mg
= 24
|
Al
= 27,3
|
Si
= 28
|
P
= 31
|
S
= 32
|
Cl
= 35,5
|
|
|
4
|
K = 39
|
Ca = 40
|
- = 44
|
Ti = 48
|
V = 51
|
Cr = 52
|
Mn = 55
|
Fe = 56, Co =59,
Ni
= 59, Cu = 63
|
|
5
|
(Cu
= 53)
|
Zn
= 65
|
-
= 68
|
-
= 72
|
As
= 75
|
Se
= 78
|
Br
= 80
|
|
|
6
|
Rb = 85
|
S = 87
|
?Yt = 88
|
Zr = 90
|
Nb = 94
|
Mo = 96
|
- = 100
|
Ru = 104, Rh =104,Pd = 106,
Ag =108
|
|
7
|
(Ag
=108)
|
Cd
= 112
|
In
= 113
|
Sn
= 118
|
Sb = 122
|
T
= 125
|
J
= 127
|
|
|
8
|
Cs = 133
|
Ba = 137
|
?Di = 138
|
?Ce = 140
|
-
|
-
|
-
|
-
– - -
|
|
9
|
(-)
|
-
|
-
|
-
|
-
|
-
|
-
|
|
|
10
|
-
|
-
|
?Er= 178
|
?La = 18-
|
Ta= 182
|
W = 184
|
-
|
Os = 195, Ir =197,
Pt
198, Au = 199
|
|
11
|
(Au
=198)
|
Hg
= 200
|
Tl
= 204
|
Pb
= 207
|
Bi
= 208
|
|||
|
12
|
-
|
-
|
-
|
Th = 231
|
-
|
U =240
|
-
|
-
– - -
|
Kelebihan
sistem periodik Mendeleev adalah dapat meramalkan sifat unsur yang belum
ditemukan pada saat itu dan telah mempunyai tempat yang kosong, penempatan gas
mulia yang baru ditemukan tahun 1890–1900 tidak menyebabkan perubahan susunan
sistem periodik Mendeleev, sedangkan kekurangannya yaitu adanya penempatan
unsur yang tidak sesuai dengan kenaikan massa atom. Contoh: 127I dan
128Te. Karena sifatnya, Mendeleev terpaksa menempatkan Te lebih dulu
daripada I.
4)
Sistem Periodik Modern
Pada
tahun 1914, Henry G. Moseley menemukan bahwa urutan unsur-unsur dalam sistem
periodik sesuai dengan kenaikan nomor atom unsur. Sistem periodik unsur modern
disusun berdasarkan kenaikan nomor atom dan kemiripan sifat. Moseley berhasil
menemukan kesalahan dalam tabel periodik Mendeleev, yaitu ada unsur yang
terbalik letaknya. Penempatan Telurium dan Iodin yang tidak sesuai dengan
kenaikan massa atom relatifnya, ternyata sesuai dengan kenaikan nomor atom.
Sistem periodik modern bisa dikatakan sebagai penyempurnaan sistem periodik
Mendeleev. Tabel Moseley atau yang dikenal dengan istilah Tabel Sistem Periodik
Modern dapat dilihat pada Tabel 4.
Tabel
4. Tabel Sistem Periodik Modern
Jumlah
periode dalam sistem periodik ada 7 dan diberi tanda dengan angka:
- Periode 1 disebut sebagai periode sangat pendek dan berisi
2 unsur.
- Periode 2 disebut sebagai periode pendek dan berisi 8
unsur.
- Periode 3 disebut sebagai periode pendek dan berisi 8
unsur.
- Periode 4 disebut sebagai periode panjang dan berisi 18
unsur.
- Periode 5 disebut sebagai periode panjang dan berisi 18
unsur.
- Periode 6 disebut sebagai periode sangat panjang dan
berisi 32 unsur, pada periode ini terdapat unsur Lantanida yaitu
unsur nomor 58 sampai nomor 71.
- Periode 7 disebut sebagai periode belum lengkap karena
mungkin akan bertambah lagi jumlah unsur yang menempatinya, sampai saat
ini berisi 24 unsur. Pada periode ini terdapat deretan unsur yang disebut Aktinida,
yaitu unsur bernomor 90 sampai nomor 103.
