Penjelasan Konfigurasi Elektron : Aufbau, Kaidah Hund Dan Larangan Pauli Super Lengkap
Konfigurasi Elektron
Suatu cara penulisan yang mengatakan distribusi elektron dalam orbitalorbital pada kulit utama dan subkulit disebut konfigurasi elektron. Pada penulisan konfigurasi elektron perlu dipertimbangkan tiga hukum (asas), yaitu prinsip Aufbau, asas larangan Pauli, dan kaidah Hund.
1. Prinsip Aufbau
Elektron-elektron dalam suatu atom berusaha untuk menempati subkulitsubkulit yang berenergi rendah, kemudian gres ke tingkat energi yang lebih tinggi. Dengan demikian, atom berada pada tingkat energi minimum. Inilah yang disebut prinsip Aufbau. Urutan-urutan tingkat energi ditunjukkan pada gambar 1.11. Jadi, pengisian orbital dimulai dari orbital 1s, 2s, 2p, dan seterusnya. Pada gambar sanggup dilihat bahwa subkulit 3d memiliki energi lebih tinggi daripada subkulit 4s. Oleh alasannya yakni itu, sesudah 3p terisi penuh maka elektron berikutnya akan mengisi subkulit 4s, gres kemudian akan mengisi subkulit 3d.
2. Kaidah Hund
Untuk menyatakan distribusi elektron-elektron pada orbital-orbital dalam suatu subkulit, konfigurasi elektron sanggup dituliskan dalam bentuk diagram orbital. Suatu orbital dilambangkan dengan strip, sedangkan dua elektron yang menghuni satu orbital dilambangkan dengan dua anak panah yang berlawanan arah. Jika orbital hanya mengandung satu elektron, anak panah dituliskan mengarah ke atas. Dalam kaidah Hund, dikemukakan oleh Friedrich Hund (1894 – 1968) pada tahun 1930, disebutkan bahwa elektron-elektron dalam orbital-orbital suatu subkulit cenderung untuk tidak berpasangan. Elektron-elektron gres berpasangan apabila pada subkulit itu sudah tidak ada lagi orbital kosong.
3. Larangan Pauli
Pada tahun 1928, Wolfgang Pauli (1900 – 1958) mengemukakan bahwa tidak ada dua elektron dalam satu atom yang boleh memiliki keempat bilangan kuantum yang sama. Dua elektron yang memiliki bilangan kuantum utama, azimuth, dan magnetik yang sama dalam satu orbital, harus memiliki spin yang berbeda.
Kedua elektron tersebut berpasangan. Setiap orbital bisa menampung maksimum dua elektron. Untuk mengimbangi gaya tolak-menolak di antara elektron-elektron tersebut, dua elektron dalam satu orbital selalu berotasi dalam arah yang berlawanan.
Subkulit s (1 orbital) maksimum 2 elektron
Subkulit p (3 orbital) maksimum 6 elektron
Subkulit d (5 orbital) maksimum 10 elektron
Subkulit f (7 orbital) maksimum 14 elektron
Suatu cara penulisan yang mengatakan distribusi elektron dalam orbitalorbital pada kulit utama dan subkulit disebut konfigurasi elektron. Pada penulisan konfigurasi elektron perlu dipertimbangkan tiga hukum (asas), yaitu prinsip Aufbau, asas larangan Pauli, dan kaidah Hund.
1. Prinsip Aufbau
Elektron-elektron dalam suatu atom berusaha untuk menempati subkulitsubkulit yang berenergi rendah, kemudian gres ke tingkat energi yang lebih tinggi. Dengan demikian, atom berada pada tingkat energi minimum. Inilah yang disebut prinsip Aufbau. Urutan-urutan tingkat energi ditunjukkan pada gambar 1.11. Jadi, pengisian orbital dimulai dari orbital 1s, 2s, 2p, dan seterusnya. Pada gambar sanggup dilihat bahwa subkulit 3d memiliki energi lebih tinggi daripada subkulit 4s. Oleh alasannya yakni itu, sesudah 3p terisi penuh maka elektron berikutnya akan mengisi subkulit 4s, gres kemudian akan mengisi subkulit 3d.
2. Kaidah Hund
Untuk menyatakan distribusi elektron-elektron pada orbital-orbital dalam suatu subkulit, konfigurasi elektron sanggup dituliskan dalam bentuk diagram orbital. Suatu orbital dilambangkan dengan strip, sedangkan dua elektron yang menghuni satu orbital dilambangkan dengan dua anak panah yang berlawanan arah. Jika orbital hanya mengandung satu elektron, anak panah dituliskan mengarah ke atas. Dalam kaidah Hund, dikemukakan oleh Friedrich Hund (1894 – 1968) pada tahun 1930, disebutkan bahwa elektron-elektron dalam orbital-orbital suatu subkulit cenderung untuk tidak berpasangan. Elektron-elektron gres berpasangan apabila pada subkulit itu sudah tidak ada lagi orbital kosong.
3. Larangan Pauli
Pada tahun 1928, Wolfgang Pauli (1900 – 1958) mengemukakan bahwa tidak ada dua elektron dalam satu atom yang boleh memiliki keempat bilangan kuantum yang sama. Dua elektron yang memiliki bilangan kuantum utama, azimuth, dan magnetik yang sama dalam satu orbital, harus memiliki spin yang berbeda.
Kedua elektron tersebut berpasangan. Setiap orbital bisa menampung maksimum dua elektron. Untuk mengimbangi gaya tolak-menolak di antara elektron-elektron tersebut, dua elektron dalam satu orbital selalu berotasi dalam arah yang berlawanan.
Subkulit s (1 orbital) maksimum 2 elektron
Subkulit p (3 orbital) maksimum 6 elektron
Subkulit d (5 orbital) maksimum 10 elektron
Subkulit f (7 orbital) maksimum 14 elektron
