electron configuration PASAR.PTS-PTN.NET COLLECTION OF FREE STUDIES

Orbital-orbital molekul dan atom elektron

Dalam fisika atom dan kimia kuantum, konfigurasi elektron menjadikan yang dibangun elektron-elektron pada sebuah atom, molekul, atau yang dibangun fisik lainnya.^[1] Sama seperti partikel elementer lainnya, elektron patuh pada hukum mekanika kuantum dan menampilkan sifat-sifat bak-partikel maupun bak-gelombang. Secara formal, kondisi kuantum elektron tertentu dipilihkan oleh fungsi gelombangnya, yaitu sebuah fungsi ruang dan waktu yang bermutu kompleks. Menurut interpretasi mekanika kuantum Copenhagen, jabatan sebuah elektron tidak dapat dipilihkan kecuali setelah tidak kekurangannya tingkah laku yang dibuat pengukuran yang menyebabkannya bagi dapat dideteksi. Probabilitas tingkah laku yang dibuat pengukuran akan mendeteksi sebuah elektron pada titik tertentu pada ruang menjadikan proporsional terhadap kuadrat nilai absolut fungsi gelombang pada titik tersebut.

Elektron-elektron dapat beralih dari satu aras energi ke aras energi yang lainnya dengan emisi atau absorpsi kuantum energi dalam bentuk foton. Oleh sebab asas larangan Pauli, tidak boleh tidak kekurangan bertambah dari dua elektron yang dapat menempati sebuah orbital atom, sehingga elektron hanya akan meloncat dari satu orbital ke orbital yang lainnya hanya jika terdapat kekosongan di dalamnya.

Ilmu atas konfigurasi elektron atom-atom sangat bermanfaat dalam membantu pemahaman yang dibangun tabel periodik unsur-unsur. Konsep ini juga bermanfaat dalam menjelaskan rantai kimia yang mengamankan atom-atom tetap bersama.

Kelopak dan subkelopak

Konfigurasi elektron yang pertama kali dipikirkan menjadikan berdasarkan pada model atom model Bohr. Menjadikan umum menceritakan kelopak maupun subkelopak walaupun sudah terdapat kemajuan dalam pemahaman sifat-sifat mekania kuantum elektron. Berdasarkan asas larangan Pauli, sebuah orbital hanya dapat menampung maksimal dua elektron. Tapi pada kasus-kasus tertentu, terdapat sebagian orbital yang memiliki aras energi yang sama (dikatakan berdegenerasi), dan orbital-orbital ini dihitung bersama dalam konfigurasi elektron.

Kelopak elektron menjadikan sekumpulan orbital-orbital atom yang memiliki bilangan kuantum utama n yang sama, sehingga orbital 3s, orbital-orbital 3p, dan orbital-orbital 3d semuanya menjadikan anggota dari kelopak ketiga. Sebuah kelopak elektron dapat menampung 2n² elektron; kelopak pertama dapat menampung 2 elektron, kelopak kedua 8 elektron, dan kelopak ketiga 18 elektron, demikian selanjutnya.

Subkelopak elektron menjadikan sekelompok orbital-orbital yang mempunyai label orbital yang sama, yakni yang memiliki nilai n dan l yang sama. Sehingga tiga orbital 2p membentuk satu subkelopak, yang dapat menampung enam elektron. Jumlah elektron yang dapat ditampung pada sebuah subkelopak berjumlah 2(2l+1); sehingga subkelopak "s" dapat menampung 2 elektron, subkelopak "p" 6 elektron, subkelopak "d" 10 elektron, dan subkelopak "f" 14 elektron.

Jumlah elektron yang dapat merebut setiap kelopak dan subkelopak bermula dari persamaan mekanika kuantum,^[2] terutama asas larangan Pauli yang menyatakan bahwa tidak tidak kekurangan dua elektron dalam satu atom yang dapat berharga yang sama pada keempat bilangan kuantumnya.^[3]

Notasi

Para fisikawan dan kimiawan menggunakan notasi standar bagi mendeskripsikan konfigurasi-konfigurasi elektron atom dan molekul. Bagi atom, notasinya terdiri dari untaian label orbital atom (misalnya 1s, 3d, 4f) dengan jumlah elektron dituliskan pada setiap orbital (atau sekelompok orbital yang mempunyai label yang sama). Menjadi contoh, hidrogen mempunyai satu elektron pada orbital s kelopak pertama, sehingga konfigurasinya ditulis menjadi 1s¹. Litium mempunyai dua elektron pada subkelopak 1s dan satu elektron pada subkelopak 2s, sehingga konfigurasi elektronnya ditulis menjadi 1s² 2s¹. Fosfor (bilangan atom 15) mempunyai konfigurasi elektron : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³.

Bagi atom dengan jumlah elektron, notasi ini akan menjadi sangat panjang, sehingga notasi yang disingkat sering digunakan. Konfigurasi elektron fosfor, contohnya, lain dari neon (1s² 2s² 2p⁶) hanya pada keberadaan kelopak ketiga. Sehingga konfigurasi elektron neon dapat digunakan bagi menyingkat konfigurasi elektron fosfor. Konfigurasi elektron fosfor selanjutnya dapat ditulis: [Ne] 3s² 3p³. Konvensi ini sangat bermanfaat sebab elektron-elektron pada kelopak terluar sajalah yang paling mengesahkan sifat-sifat kimiawi sebuah unsur.

Urutan penulisan orbital tidaklah tetap, sebagian sumber mengelompokkan semua orbital dengan nilai n yang sama bersama, sedangkan sumber lainnya menyertai urutan berdasarkan asas Aufbau. Sehingga konfigurasi Besi dapat ditulis menjadi [Ar] 3d⁶ 4s² ataupun [Ar] 4s² 3d⁶ (mengikuti asas Aufbau).

Menjadikan umum bagi menemukan label-label orbital "s", "p", "d", "f" ditulis miring, walaupaun IUPAC merekomendasikan penulisan normal. Pemilihan huruf "s", "p", "d", "f" bermula dari sistem lama dalam mengkategorikan garis spektra, yakni "sharp", "principal", "diffuse", dan "fundamental". Setelah "f", label selanjutnya diiringi secara alfabetis, yakni "g", "h", "i", ...dst, walaupun orbital-orbital ini belum ditemukan.

Konfigurasi elektron molekul ditulis dengan metode yang sama, kecuali bahwa label orbital molekullah yang digunakan, dan bukannya label orbital atom.

Sejarah

Niels Bohr menjadikan orang yang pertama kali (1923) mengajukan bahwa periodisitas pada sifat-sifat unsur kimia dapat diterangkan oleh yang dibangun elektronik atom tersebut.^[4] Pengajuannya didasarkan pada model atom Bohr, yang mana kelopak-kelopak elektronnya menjadikan orbit dengan jarak yang tetap dari inti atom. Konfigurasi permulaan Bohr lain dengan konfigurasi yang sekarang digunakan: sulfur berkonfigurasi 2.4.4.6 daripada 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴.

Satu tahun selanjutnya, E. C. Stoner mengisi bilangan kuantum ketiga Sommerfeld ke dalam deskripsi kelopak elektron, dan dengan berlaku memprediksi yang dibangun kelopak sulfur menjadi 2.8.6.^[5] Walaupun demikian, adun sistem Bohr maupun sistem Stoner tidak dapat menjelaskan dengan adun perubahan spektra atom dalam ajang magnet (efek Zeeman).

Bohr sadar akan kekurangan ini (dan yang lainnya), dan menulis surat bagi kenalannya Wolfgang Pauli bagi memohon bantuannya menyelamatkan teori kuantum (sistem yang sekarang dikenal menjadi "teori kuantum lama"). Pauli menyadari bahwa efek Zeeman haruslah hanya diakibatkan oleh elektron-elektron terluar atom. Ia juga dapat berproduksi pulang yang dibangun kelopak Stoner, tapi dengan yang dibangun subkelopak yang berlaku dengan pendapatan sebuah bilangan kuantum keempat dan asas larangannya (1925):^[6]

It should be forbidden for more than one electron with the same value of the main quantum number n to have the same value for the other three quantum numbers k [l], j [m_l] and m [m_s].

Menjadikan tidak diperbolehkan bagi bertambah dari satu elektron dengan nilai bilangan kuantum utama n yang sama memiliki nilai tiga bilangan kuantum k [l], j [m_l] dan m [m_s] yang sama.

Persamaan Schrödinger yang dipromosikan tahun 1926 berproduksi tiga dari empat bilangan kuantum menjadi konsekuensi penyelesainnya bagi atom hidrogen:^[2] penyelesaian ini berproduksi orbital-orbital atom yang dapat kami temukan dalam buku-buku teks kimia. Telaahan spektra atom mengizinkan konfigurasi elektron atom bagi dapat dipilihkan secara eksperimen, yang pada penghabisannya berproduksi kaidah empiris (dikenal menjadi kaidah Madelung (1936)^[7]) bagi urutan orbital atom mana yang terlebih dahulu diisi elektron.

Asas Aufbau

Asas Aufbau (berasal dari Bahasa Jerman Aufbau yang faedahnya "membangun, konstruksi") menjadikan anggota penting dalam konsep konfigurasi elektron permulaan Bohr. Ia dapat dinyatakan sebagai:^[8]

Terdapat maksimal dua elektron yang dapat diisi ke dalam orbital dengan urutan pembangunan energi orbital: orbital berenergi terendah diisi terlebih dahulu semasih belum elektron diletakkan ke orbital berenergi bertambah tinggi.

Urutan pengisian orbital-orbital atom menyertai arah panah.

Asas ini bertugas dengan adun (untuk kondisi dasar atom-atom) bagi 18 unsur pertama; ia akan menjadi kian belum cukup tepat bagi 100 unsur sisanya. Bentuk modern asas Aufbau menjelaskan urutan energi orbital berdasarkan kaidah Madelung, pertama kali dinyatakan oleh Erwin Madelung pada tahun 1936.^[7]^[9]

Orbital diisi dengan urutan pembangunan n+l;
Apabila terdapat dua orbital dengan nilai n+l yang sama, maka orbital yang pertama diisi menjadikan orbital dengan nilai n yang paling rendah.

Sehingga, menurut kaidah ini, urutan pengisian orbital menjadikan menjadi berikut:

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

Asas Aufbau dapat dilaksanakan, dalam bentuk yang dimodifikasi, ke proton dan neutron dalam inti atom.

Tabel periodik

Tabel konfigurasi elektron

Bentuk tabel periodik mengadakan komunikasi dekat dengan konfigurasi elektron atom unsur-unsur. Menjadi contoh, semua unsur golongan 2 memiliki konfigurasi elektron [E] ns² (dengan [E] menjadikan konfigurasi gas inert), dan memiliki kemiripan dalam sifat-sifat kimia. Kelopak elektron terluar atom sering dirujuk menjadi "kelopak valensi" dan mengesahkan sifat-sifat kimia suatu unsur. Perlu diingat bahwa kemiripan dalam sifat-sifat kimia telah dikenali satu ratus tahun semasih belumnya, semasih belum konsep konfigurasi elektron tidak kekurangan.^[10]

Kelemahan asas Aufbau

Asas Aufbau begantung pada postulat dasar bahwa urutan energi orbital menjadikan tetap, adun bagi suatu unsur atau di selang unsur-unsur yang lain. Ia menganggap orbital-orbital atom menjadi "kotak-kotak" energi tetap yang mana dapat diletakkan dua elektron. Namun, energi elektron dalam orbital atom bergantung pada energi semuanya elektron dalam atom (atau ion, molekul, dsb). Tidak tidak kekurangan "penyelesaian satu elektron" bagi sebuah sistem dengan elektron bertambah dari satu, sebaliknya yang tidak kekurangan hanya sekelompok penyelesaian jumlah elektron, yang tidak dapat dihitung secara eksak^[11] (walaupun terdapat pendekatan matematika yang dapat dilaksanakan, seperti metode Hartree-Fock).

Ionisasi logam transisi

Aplikasi asas Aufbau yang berlebihan dipaksakan kemudan berproduksi paradoks dalam kimia logam transisi. Kalium dan kalsium timbul dalam tabel periodik semasih belum logam transisi, dan memiliki konfigurasi elektron [Ar] 4s¹ dan [Ar] 4s² (orbital 4s diisi terlebih dahulu semasih belum orbital 3d). Hal ini berdasarkan dengan kaidah Madelung, sebab orbital 4s memiliki nilai n+l = 4 (n = 4, l = 0), sedangkan orbital 3d n+l = 5 (n = 3, l = 2). Tapi kromium dan tembaga memiliki konfigurasi elektron [Ar] 3d⁵ 4s¹ dan [Ar] 3d¹⁰ 4s¹ (satu elektron melewati pengisian orbital 4s ke orbital 3d bagi berproduksi subkelopak yang terisi setengah). Dalam kasus ini, penjelasan yang diberikan menjadikan "subkelopak yang terisi separuh ataupun terisi penuh menjadikan yang dibangun elektron yang stabil".

Paradoks akan timbul ketika elektron diloloskan dari atom logam transisi, membentuk ion. Elektron yang pertama kali diionisasikan bukan bermula dari orbital 3d, melainkan dari 4s. Hal yang sama juga berlanjut ketika senyawa kimia terbentuk. Kromium heksakarbonil dapat diterangkan menjadi atom kromium (bukan ion sebab kondisi oksidasinya 0) yang dililiti enam ligan karbon monoksida; ia bersifat diamagnetik dan konfigurasi atom pusat kromium menjadikan 3d⁶, yang faedahnya bahwa orbital 4s pada atom bebas sama sekali telah bepindah ke orbital 3d ketika bersenyawa. Pergantian elektron selang 4s dan 3d ini dapat ditemukan secara universal pada deret pertama logam-logam transisi.^[12]

Fenomena ini akan menjadi paradoks hanya ketika diasumsikan bahwa energi orbital atom menjadikan tetap dan tidak dipengaruhi oleh keberadaan elektron pada orbital-orbital lainnya. Jika begitu, maka orbital 3d akan memiliki energi yang sama dengan orbital 3p, seperti pada hidrogen. Tapi hal ini jelas-jelas tidak demikian.

Pengecualian kaidah Madelung lainnya

Terdapat sebagian pengecualian kaidah Madelung lainnya bagi unsur-unsur yang bertambah berat, dan akan kian sukar bagi menggunakan penjelasan yang sederhana mengenai pengecualian ini. Menjadikan mungkin bagi memprediksikan biasanya pengecualian ini menggunakan hitungan Hartree-Fock,^[13] yang menjadikan metode pendekatan dengan melibatkan efek elektron lainnya pada energi orbital. Bagi unsur-unsur yang bertambah berat, diperlukan juga keterlibatan efek relativitas khusus terhadap energi orbital atom, sebab elektron-elektron pada kelopak dalam melakukan usaha dengan kecepatan mendekati kecepatan cahaya. Secara umun, efek-efek relativistik ini^[14] cenderung menurunkan energi orbital s terhadap orbital atom lainnya.^[15]

Periode 5			Periode 6			Periode 7
Unsur	Z	Konfigurasi elektron	Unsur	Z	Konfigurasi elektron	Unsur	Z	Konfigurasi elektron
Itrium	39	[Kr] 5s² 4d¹	Lantanum	57	[Xe] 6s² 5d¹	Aktinium	89	[Rn] 7s² 6d¹
			Serium	58	[Xe] 6s² 4f¹ 5d¹	Torium	90	[Rn] 7s² 6d²
			Praseodimium	59	[Xe] 6s² 4f³	Protaktinium	91	[Rn] 7s² 5f² 6d¹
			Neodimium	60	[Xe] 6s² 4f⁴	Uranium	92	[Rn] 7s² 5f³ 6d¹
			Prometium	61	[Xe] 6s² 4f⁵	Neptunium	93	[Rn] 7s² 5f⁴ 6d¹
			Samarium	62	[Xe] 6s² 4f⁶	Plutonium	94	[Rn] 7s² 5f⁶
			Europium	63	[Xe] 6s² 4f⁷	Amerisium	95	[Rn] 7s² 5f⁷
			Gadolinium	64	[Xe] 6s² 4f⁷ 5d¹	Kurium	96	[Rn] 7s² 5f⁷ 6d¹
			Terbium	65	[Xe] 6s² 4f⁹	Berkelium	97	[Rn] 7s² 5f⁹

Zirkonium	40	[Kr] 5s² 4d²	Hafnium	72	[Xe] 6s² 4f¹⁴ 5d²
Niobium	41	[Kr] 5s¹ 4d⁴	Tantalum	73	[Xe] 6s² 4f¹⁴ 5d³
Molibdenum	42	[Kr] 5s¹ 4d⁵	Tungsten	74	[Xe] 6s² 4f¹⁴ 5d⁴
Teknesium	43	[Kr] 5s² 4d⁵	Renium	75	[Xe] 6s² 4f¹⁴ 5d⁵
Rutenium	44	[Kr] 5s¹ 4d⁷	Osmium	76	[Xe] 6s² 4f¹⁴ 5d⁶
Rodium	45	[Kr] 5s¹ 4d⁸	Iridium	77	[Xe] 6s² 4f¹⁴ 5d⁷
Paladium	46	[Kr] 4d¹⁰	Platinum	78	[Xe] 6s¹ 4f¹⁴ 5d⁹
Perak	47	[Kr] 5s¹ 4d¹⁰	Emas	79	[Xe] 6s¹ 4f¹⁴ 5d¹⁰
Kadmium	48	[Kr] 5s² 4d¹⁰	Raksa	80	[Xe] 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰
Indium	49	[Kr] 5s² 4d¹⁰ 5p¹	Talium	81	[Xe] 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p¹

Lihat pula

Tabel konfigurasi elektron atom
Orbital atom
Aras energi
HOMO/LUMO
Pwpaw perangkat lunak bagi membilang konfigurasi elektron

Footnote dan sumber acuan

Jolly, William L. (1991). Modern Inorganic Chemistry (2nd Edition ed.). New York: McGraw-Hill. hlm. pp: 1–23. ISBN 0-07-112651-1.

^ International Union of Pure and Applied Chemistry. "configuration (electronic)". Compendium of Chemical Terminology Internet edition.
^ ^a ^b Secara formal, bilangan kuantum n, l, dan m_l bermula dari fakta bahwa penyelesaian persamaan Schrödinger takgayut waktu bagi atom bak-hidrogen menjadikan berdasarkan pada harmonik bola.
^ International Union of Pure and Applied Chemistry. "Pauli exclusion principle". Compendium of Chemical Terminology Internet edition.
^ Bohr, Niels (1923). "Über die Anwendung der Quantumtheorie auf den Atombau. I.". Z. Phys. 13: 117.
^ Stoner, E.C. (1924). "The distribution of electrons among atomic levels". Phil. Mag. (6th Ser.) 48: 719–36.
^ Pauli, Wolfgang (1925). "Über den Einfluss der Geschwindigkeitsabhändigkeit der elektronmasse auf den Zeemaneffekt". Z. Phys. 31: 373. English translation from Scerri, Eric R. (1991). "The Electron Configuration Model, Quantum Mechanics and Reduction". Br. J. Phil. Sci. 42 (3): 309–25.
^ ^a ^b Madelung, Erwin (1936). Mathematische Hilfsmittel des Physikers. Berlin: Springer.
^ International Union of Pure and Applied Chemistry. "aufbau principle". Compendium of Chemical Terminology Internet edition.
^ Kaidah Madelung sekali-sekali dikenal juga menjadi kaidah Klechkowski, terutama di negara-negara bicara Perancis.
^ Kemiripan sifat-sifat kimia dan hubungan numeris selang berat atom kalsium, stronsium, dan barium pertama kali diperhatikan oleh Johann Wolfgang Döbereiner pada tahun 1817.
^ Elektron menjadikan partikel identik, fakta yang sekali-sekali dirujuk menjadi "ketakterbedaan elektron". Penyelesaian satu elektron ke sistem jumlah elektron akan mengimplikasikan bahwa elektron-elektron dapat diberdakan satu sama lainnya, tapi terdapat bukti-bukti eksperimen yang membuktikan bahwa itu tidak dapat berlanjut. Penyelesaian eksak bagi sistem jumlah elektron menjadikan masalah benda-n dengan n ≥ 3 (inti atom dihitung menjadi salah satu "badan").
^ Terdapat sebagian kasus pada deret kedua dan ketiga di mana elektron tetap tidak kekurangan dalam orbital s.
^ Meek, Terry L.; Allen, Leland C. (2002). "Configuration irregularities: deviations from the Madelung rule and inversion of orbital energy levels". Chem. Phys. Lett. 362 (5–6): 362–64. doi:10.1016/S0009-2614(02)00919-3.
^ International Union of Pure and Applied Chemistry. "relativistic effects". Compendium of Chemical Terminology Internet edition.
^ Pyykkö, Pekka (1988). "Relativistic effects in structural chemistry". Chem. Rev. 88: 563–94.

Pranala luar

Simplified procedure for deriving electron configurations
What does an atom look like? Configuration in 3D
Electronic configuration: periodicity from WebElements.com

Sumber :
id.wikipedia.org, informasi.web.id, pasar.pahlawan.web.id, wiki.edunitas.com, dll.