Konfigurasi Elektron: Urutan Aufbau, Kaidah Hund, dan Ion

Kulit, subkulit, dan kapasitas orbital

Setiap elektron dalam atom dijelaskan oleh empat bilangan kuantum. Bilangan kuantum utama n (1, 2, 3, …) menentukan kulit. Bilangan kuantum momentum sudut l berkisar dari 0 sampai n − 1 dan menentukan subkulit: l = 0, 1, 2, dan 3 diberi label s, p, d, dan f. Bilangan kuantum magnetik mₗ berkisar dari −l sampai +l, sehingga satu subkulit mengandung 2l + 1 orbital. Bilangan kuantum spin mₛ adalah +½ atau −½.

Karena setiap orbital menampung paling banyak dua elektron, subkulit s menampung 2, p menampung 6, d menampung 10, dan f menampung 14. Kulit yang penuh menampung 2n² elektron: 2 untuk n = 1, 8 untuk n = 2, dan 18 untuk n = 3. Kapasitas inilah yang menjelaskan mengapa blok pada tabel periodik lebarnya 2, 6, 10, dan 14 kolom.

Urutan pengisian Aufbau dan tabel periodik

Dalam keadaan dasar, elektron menempati subkulit berenergi terendah yang tersedia; ini adalah prinsip Aufbau. Dalam atom berelektron banyak, energi subkulit bergantung pada l selain n, karena elektron s menembus lebih dekat ke inti daripada elektron p atau d dengan n yang mirip dan kurang terperisai oleh elektron dalam. Urutan yang dihasilkan untuk atom netral adalah 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

Aturan n + l menghasilkan kembali urutan ini: isi subkulit menurut n + l yang meningkat, dan ketika dua subkulit sama, isi yang n-nya lebih rendah lebih dahulu. Jadi 4s (4 + 0 = 4) terisi sebelum 3d (3 + 2 = 5). Anda juga dapat membaca urutannya dari tabel periodik. Bergerak melintasi satu periode, Anda melewati blok s, lalu blok f jika ada, lalu blok d, kemudian blok p, dengan subkulit d satu kulit di belakang nomor periode dan subkulit f dua kulit di belakang.

Urutan ini menunjukkan subkulit mana yang menerima elektron berikutnya dari satu unsur ke unsur berikutnya. Urutan ini tidak berarti 4s selalu berenergi lebih rendah daripada 3d. Setelah 3d terisi, energinya turun di bawah 4s, itulah sebabnya kation logam transisi melepaskan elektron 4s terlebih dahulu.

Asas larangan Pauli, kaidah Hund, dan diagram orbital

Asas larangan Pauli menyatakan bahwa tidak ada dua elektron dalam atom yang memiliki keempat bilangan kuantum yang sama. Dua elektron dalam satu orbital sudah memiliki n, l, dan mₗ yang sama, sehingga keduanya harus memiliki spin berlawanan, dan tidak ada orbital yang dapat menampung elektron ketiga.

Kaidah Hund berlaku untuk orbital terdegenerasi, yaitu orbital berenergi sama dalam satu subkulit. Elektron menempatinya satu per satu, dengan spin paralel, sebelum pemasangan apa pun dimulai. Pemasangan menaikkan energi karena dua elektron dalam satu orbital saling tolak lebih kuat, sedangkan spin paralel dalam orbital terpisah memperoleh stabilisasi pertukaran. Karena itu 2p³ nitrogen memiliki tiga elektron tak berpasangan, dan 2p⁴ oksigen memiliki satu pasangan dan dua elektron tak berpasangan.

Dalam diagram orbital, gambar satu kotak per orbital, isi subkulit menurut urutan Aufbau, dan dalam satu subkulit tempatkan satu panah di setiap kotak sebelum menambahkan panah kedua. Atom dengan elektron tak berpasangan bersifat paramagnetik dan ditarik ke dalam medan magnet; atom dengan semua elektron berpasangan bersifat diamagnetik.

Contoh soal: selenium dan zirkonium

Contoh 1: selenium, Z = 34. Isi menurut urutan Aufbau sampai 34 elektron ditempatkan: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁴. Periksa totalnya: 2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 10 + 4 = 34. Untuk notasi gas mulia, ganti 18 elektron pertama dengan [Ar], gas mulia yang mengakhiri periode sebelumnya: [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁴. Mendaftar subkulit menurut nomor kulit, seperti di sini, adalah konvensi yang umum; [Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p⁴ menggambarkan konfigurasi yang sama dalam urutan pengisian.

Empat elektron 4p selenium tersebar di tiga orbital. Kaidah Hund menempatkan satu di setiap orbital dan memasangkan yang keempat, sehingga tersisa dua elektron tak berpasangan. Enam elektron valensinya, 4s² 4p⁴, sesuai dengan pola terluar oksigen dan belerang dalam golongan 16, itulah sebabnya selenium membentuk ion selenida, Se²⁻, yang isoelektronik dengan kripton.

Contoh 2: zirkonium, Z = 40. Setelah [Kr], yang mencakup 36 elektron, tersisa empat. Subkulit berikutnya adalah 5s lalu 4d, menghasilkan [Kr] 4d² 5s², yang sesuai dengan data keadaan dasar NIST. Dua elektron 4d menempati orbital terpisah dengan spin paralel, sehingga zirkonium memiliki dua elektron tak berpasangan.

Kromium, tembaga, dan pengecualian yang tidak mengikuti aturan sederhana

Urutan Aufbau memprediksi [Ar] 3d⁴ 4s² untuk kromium dan [Ar] 3d⁹ 4s² untuk tembaga. Spektroskopi menunjukkan [Ar] 3d⁵ 4s¹ dan [Ar] 3d¹⁰ 4s¹. Karena 4s dan 3d berdekatan dalam energi pada atom-atom ini, memindahkan satu elektron ke 3d menurunkan energi total, dibantu oleh stabilisasi pertukaran dari subkulit d yang setengah penuh atau penuh. Molibdenum, [Kr] 4d⁵ 5s¹, dan perak, [Kr] 4d¹⁰ 5s¹, mengikuti pola yang sama dengan unsur di atasnya.

Penjelasan subkulit setengah penuh bukanlah aturan umum. Niobium adalah [Kr] 4d⁴ 5s¹ meskipun subkulit 4d-nya berakhir tidak setengah penuh maupun penuh; paladium adalah [Kr] 4d¹⁰ tanpa elektron 5s; dan tungsten, tepat di bawah molibdenum, adalah [Xe] 4f¹⁴ 5d⁴ 6s². Pelajari pengecualian yang dibutuhkan mata kuliah Anda dari data, bukan menurunkannya dari aturan yang tidak berlaku umum.

Konfigurasi ion monoatomik

Untuk anion, tambahkan elektron ke subkulit berikutnya yang tersedia: klorin, [Ne] 3s² 3p⁵, menjadi Cl⁻, [Ne] 3s² 3p⁶, yang isoelektronik dengan argon. Untuk kation, lepaskan elektron dari subkulit dengan n tertinggi lebih dahulu, dan dalam kulit itu dari p sebelum s. Untuk logam transisi baris pertama, itu berarti elektron 4s dilepas sebelum elektron 3d mana pun.

Contoh 3: ion besi. Besi adalah [Ar] 3d⁶ 4s². Fe²⁺ melepaskan kedua elektron 4s menjadi [Ar] 3d⁶, dan Fe³⁺ melepaskan satu lagi, dari 3d, menjadi [Ar] 3d⁵. Periksa jumlahnya: besi memiliki 26 elektron, Fe²⁺ memiliki 18 + 6 = 24, dan Fe³⁺ memiliki 18 + 5 = 23. Ion Fe³⁺ bebas memiliki lima elektron tak berpasangan, satu di setiap orbital 3d.

Logika yang sama berlaku pada blok p. Timah adalah [Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p², dan Sn²⁺ melepaskan kedua elektron 5p-nya menjadi [Kr] 4d¹⁰ 5s². Tembaga(I) adalah [Ar] 3d¹⁰, karena satu elektron 4s tembaga lepas lebih dahulu.

Kesalahan umum saat menulis konfigurasi

Sebagian besar kesalahan konfigurasi jatuh ke dalam beberapa pola, dan masing-masing dapat ditangkap dengan pemeriksaan cepat sebelum Anda melanjutkan.

Ketika soal menanyakan elektron tak berpasangan, gambar diagram orbital untuk subkulit yang terisi sebagian alih-alih menilai dari deretan konfigurasi. Ketika soal menanyakan ion, tulis atom netralnya lebih dahulu, lalu tambahkan atau lepaskan elektron.

• Melepaskan elektron 3d sebelum 4s: Fe²⁺ adalah [Ar] 3d⁶, bukan [Ar] 3d⁴ 4s². Kation baris pertama yang umum seperti Fe²⁺, Co²⁺, dan Cu⁺ tidak memiliki elektron 4s.
• Memakai inti gas mulia yang salah: inti adalah gas mulia dari periode sebelumnya, [Ar] untuk unsur 19 sampai 36.
• Salah menghitung elektron: superskrip harus berjumlah Z untuk atom dan Z dikurangi muatan untuk ion.
• Mengisi subkulit berlebih, seperti 2p⁷ atau 3d¹¹.
• Memasangkan elektron dalam subkulit p atau d sebelum setiap orbital berisi satu.
• Menempatkan blok d di kulit yang salah: periode 4 mengisi 3d, bukan 4d.
• Menerapkan pola Cr dan Cu pada setiap unsur di bawahnya tanpa memeriksa data.