KIMIA DASAR
MATER
I 3
1. Reyhan Zakaria 1431010045 2. Hardiandyah Andi 1431010052 3. Hasan Djadid Assegaff 1431010056 4. Mayya Mahfudhotus S 1431010069
Ir. Nurul
Widji
6. KONFIGURASI ELEKTRON DAN TABEL
PERIODIK MODERN
Konfigurasi elektron adalah susunan elektron-elektron pada sebuah atom, molekul, atau struktur fisik lainnya. Konfigurasi elektron sangat erat hubungannya dengan system periodik unsur atau Tabel Periodik. Seperti telah kita ketahui bahwa sifat-sifat unsur sangat tergantung pada jumlah elektron valensinya. Jika jumlah elektron luar yang mengisi orbital dalam subkulit sama dengan bilangan kuantum utama (n), maka atom unsur tersebut pasti terletak pada golongan yang sama. Sedangkan nilai n (bilangan kuantum utama) yang terbesar menunjuk nomor periode unsur tersebut dalam Tabel Periodik unsur.
2Mg : 1s2 2s2 2p6 3s2
Nilai n terbesar adalah 3, maka Mg menempati periode 3.
Untuk menentukan golongan unsur dalam sistem periodic berdasarkan konfigurasi elektron, perlu dilihat pada jenis dan jumlah elektron terluar yang menempati kulit yang sama.
Golongan utama (Golongan A), pada golongan ini electron valensi menempati subkulit s atau subkulit s dan p.
Golongan transisi (Golongan B), pada golongan ini electron valensi menempati subkulit s dan d.
Untuk lantanida dan aktinida, elektron valensi menempati subkulit s dan f. Tapi jumlahnya tidak menentukan golongan, karena lantanida dan aktinida tidak mempunyai golongan.
Tabel : Hubungan antara Elektron Valensi dan Golongan dalam Tabel Periodik
Posisi Unsur-Unsur dalam Tabel Periodik
Hubungan konfigurasi elektron dan nomor golongan dalam tabel periodik ditunjukkan oleh jumlah elektron pada kulit valensi. Contohnya, sebagai berikut :
4Be : 1s22s2 Golongan IIA, periode 2 12Mg : 1s2 2s2 2p63s2 Golongan IIA. Periode 3 20Ca : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s2 Golongan IIA. Periode 4
Kulit valensi ditunjukkan oleh bilangan kuantum utama paling besar dalam konfigurasi elektron. Pada unsur-unsur tersebut, bilangan kuantum utama paling besar berturut-turut adalah n = 2, n = 3, dan n = 4 dengan jumlah elektron yang menghuni kulit terluar 2 elektron, maka dari itu bergolongan IIA.
Periode 1
Periode 2
Periode 3
6.1 ATURAN-ATURAN KONFIGURASI
ELEKTRON
A. Asas Aufbau
Menurut asas AufBau, pada kondisi normal atau pada tingkat dasar, elektron akan menempati orbital yang memiliki energy terendah terlebih dahulu dan diteruskan ke orbital yang memiliki energi lebih tinggi. Untuk memudahkan dalam pengisian electron diberikan tahap-tahap pengisian elektron dengan menggunakan jembatan ingatan sebagai berikut;
B. Larangan Pauli
Pengertian Larangan Pauli
Larangan Pauli menyatakan bahwa tidak ada dua elektron dapat memiliki
empat bilangan kuantum yang sama. Dalam satu orbital maksimal dua elektron
dapat ditemukan dan dua elektron harus memiliki spin yang berlawanan. Itu
berarti satu elektron mempunyai spin ke atas (+½) dan yang lain akan
mempunyai spin ke bawah(-½).
Tiga bilangan kuantum pertama adalah n=1, l=0, m=0. Hanya dua
elektron yang sesuai, yang akan berupa s=-½ atau s =+½.
C.
Asas Hund
Frederick Hund, 1927 (dikenal Hund) mengatakan bahwa pengisian elektron pada orbital yang setingkat (energinya sama) dalam satu orbital adalah satu per satu dengan arah spin yang sama sebelum berpasangan. Asas ini dikemukakan berdasarkan penalaran bahwa energi tolak-menolak antara dua elektron akan minimum jika jarak antara elektron berjauhan. Untuk lebih memahaminya, perhatikan gambaran pengisian elektron pada orbital p.
Contoh pengisian yang benar:
Contoh pengisian yang salah
D. Aturan penuh dan setengah penuh
Konfigurasi untuk penuh atau setengah penuh itu kecenderungan yang dimiliki oleh subkulit d.
Dimana apabila penuh ia harus mengisi subkulit d dengan 10 ,dan setengah penuh harus di isi dengan 5.
Contoh :
Cr
24
= [Ar] 4s
23d
4karena 3d4 ia membutuhkan satu saja untuk menjadi 5 (setengah penuh) maka berubah
Cr
24
= [Ar] 4s
13d
5mari kita lihat contoh penuh
Cu
29
= [Ar] 4s
23d9
3d juga membutuhkan 1 elektron untuk membuatnya menjadi 3d10 (penuh)
maka berubah menjadi:
Cu
6.2 HUBUNGAN KONFIGURASI ELEKTRON
DAN TABEL PERIODIK (KESIMPULAN)
Para ahli kimia pada abad ke-19 mengamati bahwa terdapat kemiripan sifat yang berulang secara periodik (berkala) di antara unsur-unsur. Kita telah mempelajari usaha pengelompokan unsur berdasarkan kesamaan sifat, mulai dari Johann Wolfgang Dobereiner (1780 – 1849) pada tahun 1829 dengan kelompok-kelompok triad. Kemudian pada tahun 1865, John Alexander Reina Newlands (1838 – 1898) mengemukakan pengulangan unsur-unsur secara oktaf, serta Julius Lothar Meyer (1830 – 1895) dan Dmitri Ivanovich Mendeleev (1834 – 1907) pada tahun 1869 secara terpisah berhasil menyusun unsur-unsur dalam sistem periodik, yang kemudian disempurnakan dan diresmikan oleh IUPAC pada tahun 1933. Unsur-unsur yang jumlah kulitnya sama ditempatkan pada periode (baris) yang sama.
Nomor periode = jumlah kulit
Unsur-unsur yang hanya mempunyai satu kulit terletak pada periode pertama (baris paling atas). Unsur-unsur yang mempunyai dua kulit terletak pada periode kedua (baris kedua), dan seterusnya.
