Konfigurasi Elektron: Susunan Elektron dalam Atom

Pengertian Konfigurasi Elektron

Konfigurasi elektron adalah susunan atau distribusi elektron dalam orbital-orbital atom. Konfigurasi elektron menggambarkan bagaimana elektron tersebar pada berbagai tingkat energi dan subkulit dalam atom. Pemahaman tentang konfigurasi elektron sangat penting karena menentukan sifat kimia unsur, reaktivitas, dan kemampuan berikatan.

Elektron dalam atom tidak tersusun secara acak, tetapi mengikuti aturan-aturan tertentu berdasarkan prinsip mekanika kuantum. Setiap elektron dalam atom memiliki posisi dan energi yang spesifik, yang dijelaskan oleh bilangan kuantum.

Tingkat Energi dan Kulit Elektron

Konsep Tingkat Energi

Dalam model atom Bohr, elektron bergerak dalam lintasan tertentu yang disebut kulit atau tingkat energi. Setiap kulit memiliki energi tertentu yang meningkat seiring dengan jarak dari inti atom. Elektron pada kulit yang lebih dekat dengan inti memiliki energi lebih rendah dan terikat lebih kuat, sedangkan elektron pada kulit luar memiliki energi lebih tinggi.

Tingkat energi dilambangkan dengan bilangan kuantum utama (n), dengan nilai n = 1, 2, 3, 4, dan seterusnya. Setiap tingkat energi juga diberi nama dengan huruf:

• n = 1: Kulit K
• n = 2: Kulit L
• n = 3: Kulit M
• n = 4: Kulit N
• n = 5: Kulit O
• n = 6: Kulit P
• n = 7: Kulit Q

Kapasitas Maksimum Elektron

Setiap kulit elektron memiliki kapasitas maksimum yang dapat ditampung, mengikuti rumus:

Kapasitas maksimum = 2n²

Di mana n adalah nomor kulit.

Namun, dalam praktiknya, untuk unsur-unsur yang dikenal, kulit terluar jarang terisi penuh sesuai kapasitas maksimum karena adanya aturan kestabilan khusus.

Aturan Oktet dan Duplet

Aturan Oktet: Atom cenderung memiliki 8 elektron pada kulit terluarnya untuk mencapai kestabilan (konfigurasi seperti gas mulia).

Aturan Duplet: Khusus untuk kulit pertama (K), kestabilan dicapai dengan 2 elektron (seperti helium).

Kedua aturan ini menjelaskan mengapa atom membentuk ikatan kimia – untuk mencapai konfigurasi elektron yang stabil seperti gas mulia terdekat.

Subkulit dan Orbital

Subkulit

Setiap kulit elektron terbagi menjadi subkulit yang memiliki energi sedikit berbeda. Subkulit dilambangkan dengan huruf s, p, d, dan f, yang berasal dari istilah spektroskopi:

• s (sharp): subkulit tajam
• p (principal): subkulit utama
• d (diffuse): subkulit difus
• f (fundamental): subkulit fundamental

Jumlah subkulit dalam suatu kulit sama dengan nilai n:

• Kulit K (n=1): hanya subkulit s → 1s
• Kulit L (n=2): subkulit s dan p → 2s, 2p
• Kulit M (n=3): subkulit s, p, dan d → 3s, 3p, 3d
• Kulit N (n=4): subkulit s, p, d, dan f → 4s, 4p, 4d, 4f

Orbital

Orbital adalah daerah di sekitar inti atom di mana kemungkinan menemukan elektron paling besar (sekitar 90-95%). Setiap orbital dapat menampung maksimal 2 elektron dengan spin berlawanan.

Jumlah Orbital dalam Setiap Subkulit:

• Subkulit s: 1 orbital → maksimal 2 elektron
• Subkulit p: 3 orbital → maksimal 6 elektron
• Subkulit d: 5 orbital → maksimal 10 elektron
• Subkulit f: 7 orbital → maksimal 14 elektron

Bentuk Orbital:

Orbital s:

• Berbentuk bola simetris
• Probabilitas menemukan elektron merata ke segala arah
• Semakin besar n, semakin besar ukuran orbital

Orbital p:

• Berbentuk seperti balon terpilin (dumbbell)
• Terdiri dari 3 orbital: px, py, pz
• Berorientasi sepanjang sumbu x, y, dan z
• Memiliki simpul (node) di inti atom

Orbital d:

• Bentuk lebih kompleks, umumnya seperti cloverleaf (daun semanggi)
• Terdiri dari 5 orbital: dxy, dxz, dyz, dx²-y², dz²
• Empat orbital berbentuk cloverleaf, satu (dz²) berbentuk unik

Orbital f:

• Bentuk sangat kompleks dengan banyak lobus
• Terdiri dari 7 orbital
• Penting untuk lantanida dan aktinida

Bilangan Kuantum

Setiap elektron dalam atom dijelaskan oleh empat bilangan kuantum yang menentukan energi, bentuk orbital, orientasi, dan arah spin elektron.

1. Bilangan Kuantum Utama (n)

Definisi: Menunjukkan tingkat energi atau kulit elektron.

Nilai: n = 1, 2, 3, 4, … (bilangan bulat positif)

Makna:

• Menentukan ukuran orbital
• Menentukan energi elektron (semakin besar n, semakin tinggi energi)
• Menentukan jarak rata-rata elektron dari inti

Hubungan:

• Jumlah subkulit dalam kulit n = n
• Jumlah orbital dalam kulit n = n²
• Kapasitas elektron maksimum dalam kulit n = 2n²

2. Bilangan Kuantum Azimut (l)

Definisi: Menunjukkan subkulit atau bentuk orbital (momentum sudut).

Nilai: l = 0, 1, 2, …, (n-1)

Hubungan dengan subkulit:

• l = 0 → subkulit s
• l = 1 → subkulit p
• l = 2 → subkulit d
• l = 3 → subkulit f

Makna:

• Menentukan bentuk orbital
• Mempengaruhi energi elektron (untuk n sama, semakin besar l, semakin tinggi energi)

Contoh:

• Untuk n = 3, nilai l yang mungkin: 0, 1, 2 (subkulit 3s, 3p, 3d)
• Untuk n = 4, nilai l yang mungkin: 0, 1, 2, 3 (subkulit 4s, 4p, 4d, 4f)

3. Bilangan Kuantum Magnetik (m atau ml)

Definisi: Menunjukkan orientasi orbital dalam ruang.

Nilai: ml = -l, …, -1, 0, +1, …, +l

Makna:

• Menentukan jumlah orbital dalam subkulit
• Menentukan orientasi orbital relatif terhadap medan magnet
• Untuk subkulit tertentu, jumlah nilai ml = (2l + 1)

Contoh:

Subkulit s (l = 0):

• ml = 0
• 1 orbital

Subkulit p (l = 1):

• ml = -1, 0, +1
• 3 orbital (px, py, pz)

Subkulit d (l = 2):

• ml = -2, -1, 0, +1, +2
• 5 orbital

Subkulit f (l = 3):

• ml = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3
• 7 orbital

4. Bilangan Kuantum Spin (ms)

Definisi: Menunjukkan arah putaran elektron pada porosnya.

Nilai: ms = +½ atau -½

Makna:

• Setiap elektron memiliki spin intrinsik
• Dalam satu orbital dapat ada 2 elektron dengan spin berlawanan
• Digambarkan dengan anak panah: ↑ (spin +½) dan ↓ (spin -½)

Prinsip Eksklusi Pauli: Tidak ada dua elektron dalam satu atom yang memiliki keempat bilangan kuantum yang sama. Konsekuensinya, setiap orbital maksimal berisi 2 elektron dengan spin berlawanan.

Ringkasan Hubungan Bilangan Kuantum

Prinsip-Prinsip Pengisian Elektron

Pengisian elektron dalam orbital mengikuti tiga prinsip dasar yang berasal dari mekanika kuantum dan observasi eksperimental.

1. Prinsip Aufbau

Pengertian: Elektron mengisi orbital dimulai dari tingkat energi terendah ke tingkat energi lebih tinggi. Kata “Aufbau” berasal dari bahasa Jerman yang berarti “membangun”.

Dasar: Atom dalam keadaan dasarnya cenderung memiliki energi total minimum, sehingga elektron menempati orbital dengan energi terendah yang tersedia.

Urutan Energi Orbital:

Urutan energi orbital tidak selalu mengikuti urutan n, karena adanya tumpang tindih energi antar kulit. Urutan energi yang benar adalah:

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

Diagram Aufbau (Metode Diagonal):

Untuk memudahkan mengingat urutan pengisian, gunakan diagram diagonal:

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

Baca diagonal dari kiri atas ke kanan bawah: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → dst.

Poin Penting:

• Orbital 4s terisi sebelum 3d (energi 4s < 3d)
• Orbital 5s terisi sebelum 4d
• Orbital 6s terisi sebelum 4f dan 5d
• Orbital 7s terisi sebelum 5f dan 6d

2. Prinsip Eksklusi Pauli

Pengertian: Tidak ada dua elektron dalam satu atom yang boleh memiliki keempat bilangan kuantum (n, l, ml, ms) yang sama.

Dikemukakan oleh: Wolfgang Pauli (1925)

Konsekuensi:

1. Setiap orbital maksimal dapat diisi 2 elektron
2. Jika ada 2 elektron dalam satu orbital, mereka harus memiliki spin berlawanan
3. Elektron pertama bisa memiliki spin ↑ atau ↓, tetapi elektron kedua harus berlawanan

Ilustrasi:

• Orbital 1s: maksimal 2 elektron → 1s² (↑↓)
• Orbital 2p: maksimal 6 elektron → 2p⁶ (3 orbital × 2 elektron)

Contoh Penulisan:

• He: 1s² → kedua elektron dalam orbital 1s dengan spin berlawanan
• Notasi diagram orbital: [↑↓]

3. Aturan Hund (Hund’s Rule)

Pengertian: Elektron akan mengisi orbital-orbital dalam subkulit yang sama satu per satu dengan spin paralel terlebih dahulu sebelum berpasangan.

Dikemukakan oleh: Friedrich Hund (1927)

Alasan:

• Elektron bermuatan negatif, saling tolak-menolak
• Dengan menempati orbital berbeda, elektron saling menjauh → energi tolakan minimum
• Konfigurasi dengan elektron tidak berpasangan sebanyak mungkin (dengan spin paralel) memiliki energi paling rendah

Aturan Detail:

1. Elektron menempati setiap orbital dalam subkulit satu per satu
2. Semua elektron tunggal memiliki spin yang sama (semua ↑ atau semua ↓)
3. Baru setelah semua orbital terisi satu elektron, elektron kedua mulai berpasangan

Contoh:

Nitrogen (N, Z=7): 1s² 2s² 2p³

Subkulit 2p memiliki 3 orbital dan 3 elektron:

• Benar: [↑] [↑] [↑] (ketiga elektron di orbital berbeda, spin paralel)
• Salah: [↑↓] [↑] [ ] (dua elektron berpasangan padahal ada orbital kosong)

Oksigen (O, Z=8): 1s² 2s² 2p⁴

Subkulit 2p memiliki 3 orbital dan 4 elektron:

• Benar: [↑↓] [↑] [↑] (satu orbital berpasangan, dua orbital masing-masing satu elektron)
• Mulai berpasangan karena semua orbital sudah terisi satu elektron

Neon (Ne, Z=10): 1s² 2s² 2p⁶

Subkulit 2p terisi penuh:

• [↑↓] [↑↓] [↑↓] (semua orbital berpasangan)

Penulisan Konfigurasi Elektron

Ada beberapa cara menuliskan konfigurasi elektron, masing-masing dengan kelebihan tertentu.

1. Notasi Spektroskopi (Notasi Standar)

Konfigurasi elektron ditulis dengan format: nl^x

Di mana:

• n = bilangan kuantum utama (nomor kulit)
• l = subkulit (s, p, d, f)
• x = jumlah elektron dalam subkulit (superskrip)

Contoh:

Hidrogen (H, Z=1): 1s¹

Helium (He, Z=2): 1s²

Karbon (C, Z=6): 1s² 2s² 2p²

Natrium (Na, Z=11): 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

Besi (Fe, Z=26): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶

2. Notasi Konfigurasi Singkat (Noble Gas Core)

Untuk atom dengan banyak elektron, konfigurasi dapat disingkat dengan menggunakan konfigurasi gas mulia terdekat di depannya.

Gas mulia beserta konfigurasinya:

• He: 1s²
• Ne: 1s² 2s² 2p⁶
• Ar: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶
• Kr: [Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p⁶
• Xe: [Kr] 5s² 4d¹⁰ 5p⁶
• Rn: [Xe] 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p⁶

Cara Penulisan: Tulis simbol gas mulia dalam tanda kurung siku, diikuti elektron sisanya.

Contoh:

Natrium (Na, Z=11):

• Lengkap: 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹
• Singkat: [Ne] 3s¹

Klorin (Cl, Z=17):

• Lengkap: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵
• Singkat: [Ne] 3s² 3p⁵

Kalsium (Ca, Z=20):

• Lengkap: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s²
• Singkat: [Ar] 4s²

Besi (Fe, Z=26):

• Lengkap: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶
• Singkat: [Ar] 4s² 3d⁶

3. Diagram Orbital (Diagram Kotak)

Diagram orbital menunjukkan pengisian elektron dalam setiap orbital dengan kotak dan anak panah.

Konvensi:

• Setiap kotak mewakili satu orbital
• Anak panah ↑ mewakili elektron dengan spin +½
• Anak panah ↓ mewakili elektron dengan spin -½
• Elektron tunggal digambar dengan spin ↑ (konvensi)

Contoh:

Karbon (C, Z=6): 1s² 2s² 2p²

1s:  [↑↓]
2s:  [↑↓]
2p:  [↑] [↑] [ ]

Nitrogen (N, Z=7): 1s² 2s² 2p³

1s:  [↑↓]
2s:  [↑↓]
2p:  [↑] [↑] [↑]

Oksigen (O, Z=8): 1s² 2s² 2p⁴

1s:  [↑↓]
2s:  [↑↓]
2p:  [↑↓] [↑] [↑]

Besi (Fe, Z=26): [Ar] 4s² 3d⁶

4s:  [↑↓]
3d:  [↑↓] [↑] [↑] [↑] [↑]

4. Notasi Kulit (Untuk Unsur Ringan)

Untuk unsur-unsur periode 1-3 (nomor atom 1-18), konfigurasi sering ditulis berdasarkan jumlah elektron per kulit.

Format: K L M N …

Contoh:

Natrium (Na, Z=11):

• Kulit K: 2 elektron
• Kulit L: 8 elektron
• Kulit M: 1 elektron
• Notasi: 2, 8, 1

Klorin (Cl, Z=17):

• Kulit K: 2 elektron
• Kulit L: 8 elektron
• Kulit M: 7 elektron
• Notasi: 2, 8, 7

Argon (Ar, Z=18):

• Kulit K: 2 elektron
• Kulit L: 8 elektron
• Kulit M: 8 elektron
• Notasi: 2, 8, 8

Catatan: Notasi ini lebih sederhana tetapi tidak menunjukkan detail subkulit, sehingga kurang cocok untuk unsur periode 4 ke atas.

Konfigurasi Elektron Unsur-Unsur Periode 1-4

Berikut adalah konfigurasi elektron unsur-unsur dari periode 1 hingga 4 dalam tabel periodik.

Periode 1 (H dan He)

Periode 2 (Li – Ne)

Periode 3 (Na – Ar)

Periode 4 (K – Kr) – Bagian Utama

Catatan:

• Tanda * menunjukkan pengecualian (akan dijelaskan di bagian khusus)
• Cr dan Cu memiliki konfigurasi yang tidak mengikuti pola umum karena kestabilan khusus

Pengecualian dalam Konfigurasi Elektron

Meskipun prinsip Aufbau memberikan panduan umum, beberapa unsur memiliki konfigurasi elektron yang tidak mengikuti pola yang diharapkan. Pengecualian ini terjadi karena faktor kestabilan tambahan.

Konfigurasi Setengah Penuh dan Penuh

Subkulit yang setengah penuh (d⁵, f⁷) atau penuh (d¹⁰, f¹⁴) memiliki kestabilan ekstra karena:

1. Simetri elektron – distribusi muatan lebih seragam
2. Energi pertukaran – interaksi menguntungkan antara elektron dengan spin paralel
3. Energi tolakan minimum – elektron tersebar optimal

Contoh Pengecualian Penting

1. Kromium (Cr, Z=24)

Prediksi (salah): [Ar] 4s² 3d⁴ Kenyataan (benar): [Ar] 4s¹ 3d⁵

Alasan:

• Satu elektron dari 4s berpindah ke 3d
• Menghasilkan konfigurasi 3d⁵ (setengah penuh) yang lebih stabil
• 4s¹ 3d⁵ lebih stabil daripada 4s² 3d⁴

Diagram orbital:

4s: [↑]
3d: [↑] [↑] [↑] [↑] [↑] (setengah penuh - sangat stabil)

2. Tembaga (Cu, Z=29)

Prediksi (salah): [Ar] 4s² 3d⁹ Kenyataan (benar): [Ar] 4s¹ 3d¹⁰

Alasan:

• Satu elektron dari 4s berpindah ke 3d
• Menghasilkan konfigurasi 3d¹⁰ (penuh) yang sangat stabil
• 4s¹ 3d¹⁰ lebih stabil daripada 4s² 3d⁹

Diagram orbital:

4s: [↑]
3d: [↑↓] [↑↓] [↑↓] [↑↓] [↑↓] (penuh - sangat stabil)

3. Molibdenum (Mo, Z=42)

Prediksi (salah): [Kr] 5s² 4d⁴ Kenyataan (benar): [Kr] 5s¹ 4d⁵

Alasan: Sama dengan Cr, mencapai 4d⁵ (setengah penuh)

4. Perak (Ag, Z=47)

Prediksi (salah): [Kr] 5s² 4d⁹ Kenyataan (benar): [Kr] 5s¹ 4d¹⁰

Alasan: Sama dengan Cu, mencapai 4d¹⁰ (penuh)

5. Emas (Au, Z=79)

Prediksi (salah): [Xe] 6s² 4f¹⁴ 5d⁹ Kenyataan (benar): [Xe] 6s¹ 4f¹⁴ 5d¹⁰

Alasan: Sama dengan Cu dan Ag, mencapai 5d¹⁰ (penuh)

Pola Umum Pengecualian

Golongan 6 (Cr, Mo, W):

• Cenderung memiliki konfigurasi ns¹ (n-1)d⁵
• Subkulit d setengah penuh

Golongan 11 (Cu, Ag, Au):

• Cenderung memiliki konfigurasi ns¹ (n-1)d¹⁰
• Subkulit d penuh

Tabel Ringkasan Pengecualian Utama

Catatan Penting:

• Pengecualian ini tidak perlu dihafal semua
• Yang paling penting adalah Cr dan Cu karena sering muncul
• Prinsip umum: konfigurasi dengan subkulit setengah penuh atau penuh lebih stabil
• Untuk unsur transisi periode 5 dan 6, pengecualian lebih kompleks

Konfigurasi Elektron Ion

Ketika atom membentuk ion, konfigurasi elektronnya berubah karena kehilangan atau penerimaan elektron.

Ion Positif (Kation)

Kation terbentuk ketika atom kehilangan elektron. Untuk unsur transisi, elektron yang hilang pertama adalah elektron dari kulit terluar (ns), bukan dari subkulit (n-1)d.

Aturan Umum:

1. Untuk unsur golongan utama: lepas elektron dari kulit terluar
2. Untuk unsur transisi: lepas elektron ns terlebih dahulu, baru (n-1)d

Contoh:

Na → Na⁺

• Na: [Ne] 3s¹
• Na⁺: [Ne] atau 1s² 2s² 2p⁶
• Kehilangan 1 elektron dari 3s

Mg → Mg²⁺

• Mg: [Ne] 3s²
• Mg²⁺: [Ne]
• Kehilangan 2 elektron dari 3s

Al → Al³⁺

• Al: [Ne] 3s² 3p¹
• Al³⁺: [Ne]
• Kehilangan 3 elektron (2 dari 3s, 1 dari 3p)

Fe → Fe²⁺

• Fe: [Ar] 4s² 3d⁶
• Fe²⁺: [Ar] 3d⁶
• Kehilangan 2 elektron dari 4s (bukan dari 3d)

Fe → Fe³⁺

• Fe: [Ar] 4s² 3d⁶
• Fe³⁺: [Ar] 3d⁵
• Kehilangan 2 elektron dari 4s dan 1 dari 3d
• Fe³⁺ sangat stabil karena memiliki 3d⁵ (setengah penuh)

Cu → Cu⁺

• Cu: [Ar] 4s¹ 3d¹⁰
• Cu⁺: [Ar] 3d¹⁰
• Kehilangan 1 elektron dari 4s
• Cu⁺ sangat stabil karena 3d¹⁰ (penuh)

Cu → Cu²⁺

• Cu: [Ar] 4s¹ 3d¹⁰
• Cu²⁺: [Ar] 3d⁹
• Kehilangan 1 elektron dari 4s dan 1 dari 3d

Zn → Zn²⁺

• Zn: [Ar] 4s² 3d¹⁰
• Zn²⁺: [Ar] 3d¹⁰
• Kehilangan 2 elektron dari 4s
• Zn²⁺ sangat stabil karena 3d¹⁰ (penuh)

Ion Negatif (Anion)

Anion terbentuk ketika atom menerima elektron. Elektron ditambahkan ke kulit terluar mengikuti prinsip Aufbau.

Contoh:

O → O²⁻

• O: 1s² 2s² 2p⁴
• O²⁻: 1s² 2s² 2p⁶ atau [Ne]
• Menerima 2 elektron ke subkulit 2p
• O²⁻ sangat stabil (konfigurasi seperti Ne)

Cl → Cl⁻

• Cl: [Ne] 3s² 3p⁵
• Cl⁻: [Ne] 3s² 3p⁶ atau [Ar]
• Menerima 1 elektron ke subkulit 3p
• Cl⁻ sangat stabil (konfigurasi seperti Ar)

S → S²⁻

• S: [Ne] 3s² 3p⁴
• S²⁻: [Ne] 3s² 3p⁶ atau [Ar]
• Menerima 2 elektron ke subkulit 3p

N → N³⁻

• N: 1s² 2s² 2p³
• N³⁻: 1s² 2s² 2p⁶ atau [Ne]
• Menerima 3 elektron ke subkulit 2p

Konfigurasi Isoelektronik

Spesies isoelektronik adalah atom atau ion yang memiliki jumlah elektron sama dan konfigurasi elektron identik.

Contoh Seri Isoelektronik dengan Ne (10 elektron):

• O²⁻: 1s² 2s² 2p⁶
• F⁻: 1s² 2s² 2p⁶
• Ne: 1s² 2s² 2p⁶
• Na⁺: 1s² 2s² 2p⁶
• Mg²⁺: 1s² 2s² 2p⁶
• Al³⁺: 1s² 2s² 2p⁶

Contoh Seri Isoelektronik dengan Ar (18 elektron):

• P³⁻: [Ne] 3s² 3p⁶
• S²⁻: [Ne] 3s² 3p⁶
• Cl⁻: [Ne] 3s² 3p⁶
• Ar: [Ne] 3s² 3p⁶
• K⁺: [Ne] 3s² 3p⁶
• Ca²⁺: [Ne] 3s² 3p⁶

Sifat Spesies Isoelektronik:

• Memiliki konfigurasi elektron sama
• Sifat kimia berbeda (karena jumlah proton berbeda)
• Ukuran berbeda: semakin banyak proton, semakin kecil ukuran (tarikan inti lebih kuat)
• Urutan ukuran: O²⁻ > F⁻ > Ne > Na⁺ > Mg²⁺ > Al³⁺

Elektron Valensi

Elektron valensi adalah elektron pada kulit terluar atom yang terlibat dalam pembentukan ikatan kimia. Elektron valensi menentukan sifat kimia unsur dan reaktivitasnya.

Definisi dan Pentingnya

Elektron Valensi:

• Elektron pada kulit dengan nilai n tertinggi
• Untuk unsur golongan utama: elektron pada subkulit ns dan np
• Untuk unsur transisi: elektron pada subkulit ns dan (n-1)d

Mengapa Penting:

1. Menentukan kemampuan berikatan
2. Menentukan muatan ion yang terbentuk
3. Menentukan sifat kimia unsur
4. Menentukan posisi dalam tabel periodik (nomor golongan)

Cara Menentukan Elektron Valensi

Untuk Unsur Golongan Utama (Golongan 1, 2, 13-18):

Jumlah elektron valensi = elektron pada kulit terluar (ns + np)

Contoh:

Natrium (Na): [Ne] 3s¹

• Kulit terluar: n = 3
• Elektron valensi: 1 (dari 3s¹)
• Golongan: 1 (alkali)

Magnesium (Mg): [Ne] 3s²

• Elektron valensi: 2 (dari 3s²)
• Golongan: 2 (alkali tanah)

Aluminium (Al): [Ne] 3s² 3p¹

• Elektron valensi: 3 (2 dari 3s + 1 dari 3p)
• Golongan: 13

Karbon (C): 1s² 2s² 2p²

• Elektron valensi: 4 (2 dari 2s + 2 dari 2p)
• Golongan: 14

Nitrogen (N): 1s² 2s² 2p³

• Elektron valensi: 5 (2 dari 2s + 3 dari 2p)
• Golongan: 15

Oksigen (O): 1s² 2s² 2p⁴

• Elektron valensi: 6 (2 dari 2s + 4 dari 2p)
• Golongan: 16

Fluorin (F): 1s² 2s² 2p⁵

• Elektron valensi: 7 (2 dari 2s + 5 dari 2p)
• Golongan: 17 (halogen)

Neon (Ne): 1s² 2s² 2p⁶

• Elektron valensi: 8 (2 dari 2s + 6 dari 2p)
• Golongan: 18 (gas mulia)

Untuk Unsur Transisi (Golongan 3-12):

Elektron valensi termasuk elektron ns dan (n-1)d yang tidak berpasangan atau mudah dilepaskan.

Contoh:

Besi (Fe): [Ar] 4s² 3d⁶

• Elektron valensi biasanya dianggap: 2 atau 3
• Fe dapat membentuk Fe²⁺ (kehilangan 2e dari 4s) atau Fe³⁺ (kehilangan 2e dari 4s + 1e dari 3d)

Tembaga (Cu): [Ar] 4s¹ 3d¹⁰

• Elektron valensi: 1 (dari 4s)
• Cu dapat membentuk Cu⁺ (kehilangan 1e dari 4s)

Hubungan Elektron Valensi dengan Tabel Periodik

Unsur Golongan Utama:

• Nomor golongan = jumlah elektron valensi (untuk golongan 1-2 dan 13-18)
• Golongan 1: 1 elektron valensi (ns¹)
• Golongan 2: 2 elektron valensi (ns²)
• Golongan 13: 3 elektron valensi (ns² np¹)
• Golongan 14: 4 elektron valensi (ns² np²)
• Golongan 15: 5 elektron valensi (ns² np³)
• Golongan 16: 6 elektron valensi (ns² np⁴)
• Golongan 17: 7 elektron valensi (ns² np⁵)
• Golongan 18: 8 elektron valensi (ns² np⁶)

Unsur Transisi:

• Elektron valensi melibatkan ns dan (n-1)d
• Dapat membentuk berbagai tingkat oksidasi
• Sifat kimia lebih kompleks

Hubungan Konfigurasi Elektron dengan Tabel Periodik

Tabel periodik disusun berdasarkan konfigurasi elektron. Posisi unsur dalam tabel periodik mencerminkan struktur elektronnya.

Periode

Periode adalah baris horizontal dalam tabel periodik yang menunjukkan kulit elektron terluar yang sedang diisi.

• Periode 1: Mengisi kulit K (n=1) → H, He
• Periode 2: Mengisi kulit L (n=2) → Li sampai Ne
• Periode 3: Mengisi kulit M (n=3) → Na sampai Ar
• Periode 4: Mengisi kulit N (n=4) → K sampai Kr
• Periode 5: Mengisi kulit O (n=5) → Rb sampai Xe
• Periode 6: Mengisi kulit P (n=6) → Cs sampai Rn
• Periode 7: Mengisi kulit Q (n=7) → Fr sampai Og

Nomor Periode = Kulit terluar yang terisi

Golongan

Golongan adalah kolom vertikal dalam tabel periodik yang menunjukkan unsur dengan elektron valensi sama.

Golongan Utama:

Golongan 1 (Alkali):

• Konfigurasi: ns¹
• 1 elektron valensi
• Contoh: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

Golongan 2 (Alkali Tanah):

• Konfigurasi: ns²
• 2 elektron valensi
• Contoh: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra

Golongan 13:

• Konfigurasi: ns² np¹
• 3 elektron valensi
• Contoh: B, Al, Ga, In, Tl

Golongan 14:

• Konfigurasi: ns² np²
• 4 elektron valensi
• Contoh: C, Si, Ge, Sn, Pb

Golongan 15 (Pniktogen):

• Konfigurasi: ns² np³
• 5 elektron valensi
• Contoh: N, P, As, Sb, Bi

Golongan 16 (Kalkogen):

• Konfigurasi: ns² np⁴
• 6 elektron valensi
• Contoh: O, S, Se, Te, Po

Golongan 17 (Halogen):

• Konfigurasi: ns² np⁵
• 7 elektron valensi
• Contoh: F, Cl, Br, I, At

Golongan 18 (Gas Mulia):

• Konfigurasi: ns² np⁶ (kecuali He: 1s²)
• 8 elektron valensi (He: 2)
• Contoh: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

Golongan Transisi (Golongan 3-12):

• Mengisi subkulit d
• Konfigurasi: ns² (n-1)d^x atau ns¹ (n-1)d^x

Blok dalam Tabel Periodik

Tabel periodik dibagi menjadi 4 blok berdasarkan subkulit yang sedang diisi:

Blok s (Golongan 1-2):

• Mengisi subkulit s
• Terdiri dari golongan alkali dan alkali tanah
• Logam reaktif (kecuali H dan He)

Blok p (Golongan 13-18):

• Mengisi subkulit p
• Berisi logam, metaloid, dan non-logam
• Sifat sangat beragam

Blok d (Golongan 3-12):

• Mengisi subkulit d
• Unsur transisi
• Semua logam
• Dapat membentuk ion berwarna
• Sering memiliki sifat magnetik

Blok f:

• Mengisi subkulit f
• Lantanida (unsur tanah jarang): Ce – Lu
• Aktinida (unsur radioaktif): Th – Lr
• Biasanya ditampilkan terpisah di bawah tabel periodik

Diagram Hubungan Konfigurasi dan Tabel Periodik

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

Urutan pengisian:

• Periode 4: 4s → 3d → 4p
• Periode 5: 5s → 4d → 5p
• Periode 6: 6s → 4f → 5d → 6p
• Periode 7: 7s → 5f → 6d → 7p

Sifat Periodik Berdasarkan Konfigurasi Elektron

Konfigurasi elektron menjelaskan tren sifat periodik unsur dalam tabel periodik.

1. Jari-jari Atom

Definisi: Jarak dari inti atom ke elektron terluar.

Tren dalam Periode (kiri ke kanan): Menurun

• Nomor atom (proton) meningkat
• Muatan inti efektif meningkat
• Elektron tertarik lebih kuat ke inti
• Ukuran atom mengecil

Contoh Periode 3: Na > Mg > Al > Si > P > S > Cl > Ar

Tren dalam Golongan (atas ke bawah): Meningkat

• Jumlah kulit elektron bertambah
• Elektron terluar semakin jauh dari inti
• Ukuran atom membesar

Contoh Golongan 1: Li < Na < K < Rb < Cs < Fr

2. Energi Ionisasi

Definisi: Energi minimum yang diperlukan untuk melepaskan elektron terluar dari atom netral dalam fase gas.

Persamaan: X(g) → X⁺(g) + e⁻

Tren dalam Periode (kiri ke kanan): Meningkat

• Jari-jari atom menurun
• Muatan inti efektif meningkat
• Elektron terikat lebih kuat
• Lebih sulit melepaskan elektron

Pengecualian:

• Golongan 13 < Golongan 2 (Al < Mg) Alasan: Elektron 3p lebih mudah dilepas daripada 3s
• Golongan 16 < Golongan 15 (S < P) Alasan: Penghapusan elektron berpasangan dari p⁴ lebih mudah

Tren dalam Golongan (atas ke bawah): Menurun

• Jari-jari atom meningkat
• Elektron terluar semakin jauh dari inti
• Efek perisai (shielding) meningkat
• Lebih mudah melepaskan elektron

Urutan Energi Ionisasi:

• Tertinggi: Gas mulia (konfigurasi stabil)
• Terendah: Alkali (mudah melepas 1 elektron)

Contoh:

• He > Ne > F > O > N (periode 2)
• Li < Na < K < Rb < Cs (golongan 1)

3. Afinitas Elektron

Definisi: Perubahan energi ketika atom netral dalam fase gas menerima elektron.

Persamaan: X(g) + e⁻ → X⁻(g)

Tren dalam Periode (kiri ke kanan): Umumnya menjadi lebih negatif (lebih eksoterm)

• Muatan inti efektif meningkat
• Atom lebih “menginginkan” elektron tambahan
• Pelepasan energi lebih besar

Pengecualian:

• Gas mulia: afinitas elektron positif (endoterm) karena konfigurasi sudah stabil
• Golongan 2 dan 15: afinitas elektron lebih rendah dari yang diharapkan

Tren dalam Golongan (atas ke bawah): Cenderung menurun (kurang negatif)

• Jari-jari atom meningkat
• Elektron tambahan lebih jauh dari inti
• Tarikan inti lebih lemah

Nilai Afinitas Elektron:

• Paling negatif (paling eksoterm): Halogen (F, Cl, Br)
• Mendekati nol atau positif: Gas mulia, logam alkali tanah

Contoh:

• Cl memiliki afinitas elektron paling negatif di periode 3
• F sedikit kurang negatif dari Cl (karena tolakan elektron dalam orbital kecil)

4. Keelektronegatifan

Definisi: Kemampuan atom untuk menarik elektron dalam ikatan kimia.

Skala: Skala Pauling (0 hingga 4)

Tren dalam Periode (kiri ke kanan): Meningkat

• Jari-jari atom menurun
• Muatan inti efektif meningkat
• Atom lebih kuat menarik elektron ikatan

Tren dalam Golongan (atas ke bawah): Menurun

• Jari-jari atom meningkat
• Elektron ikatan semakin jauh dari inti
• Tarikan lebih lemah

Nilai Keelektronegatifan:

• Tertinggi: F (3,98) > O (3,44) > Cl (3,16) > N (3,04)
• Terendah: Fr dan Cs (sekitar 0,7)

Aplikasi:

• Perbedaan keelektronegatifan menentukan jenis ikatan:
  • Δ < 0,5: Ikatan kovalen nonpolar
  • 0,5 < Δ < 1,7: Ikatan kovalen polar
  • Δ > 1,7: Ikatan ion

5. Sifat Logam

Tren dalam Periode (kiri ke kanan): Menurun

• Kiri: Logam (mudah melepas elektron)
• Tengah: Metaloid (sifat antara)
• Kanan: Non-logam (cenderung menerima elektron)

Tren dalam Golongan (atas ke bawah): Meningkat

• Energi ionisasi menurun
• Lebih mudah melepas elektron
• Sifat logam meningkat

Contoh Periode 3: Na (logam) – Mg (logam) – Al (logam) – Si (metaloid) – P (non-logam) – S (non-logam) – Cl (non-logam) – Ar (gas mulia)

Ringkasan Tren Periodik

Penerapan Konfigurasi Elektron

1. Prediksi Sifat Kimia

Konfigurasi elektron memungkinkan kita memprediksi:

• Reaktivitas unsur
• Jenis ikatan yang terbentuk
• Muatan ion yang stabil
• Sifat magnetik

Contoh:

• Na ([Ne] 3s¹): 1 elektron valensi → mudah melepas 1e → membentuk Na⁺
• Cl ([Ne] 3s² 3p⁵): 7 elektron valensi → mudah menerima 1e → membentuk Cl⁻
• Fe ([Ar] 4s² 3d⁶): elektron tidak berpasangan → bersifat paramagnetik

2. Penentuan Bilangan Oksidasi

Konfigurasi elektron membantu menentukan bilangan oksidasi yang mungkin:

Contoh:

• Fe: [Ar] 4s² 3d⁶
  • Fe²⁺: [Ar] 3d⁶ (kehilangan 2e dari 4s)
  • Fe³⁺: [Ar] 3d⁵ (kehilangan 2e dari 4s + 1e dari 3d) – lebih stabil karena 3d⁵ setengah penuh
• Cu: [Ar] 4s¹ 3d¹⁰
  • Cu⁺: [Ar] 3d¹⁰ (kehilangan 1e dari 4s) – sangat stabil karena 3d¹⁰ penuh
  • Cu²⁺: [Ar] 3d⁹ (kehilangan 1e dari 4s + 1e dari 3d)

3. Sifat Magnetik

Paramagnetik: Atom/ion dengan elektron tidak berpasangan, tertarik oleh medan magnet. Diamagnetik: Semua elektron berpasangan, sedikit ditolak oleh medan magnet.

Contoh:

• O: 1s² 2s² 2p⁴ → [↑↓] [↑] [↑] → paramagnetik (2 elektron tidak berpasangan)
• O₂: memiliki 2 elektron tidak berpasangan → paramagnetik
• Ne: 1s² 2s² 2p⁶ → semua berpasangan → diamagnetik
• Fe²⁺: [Ar] 3d⁶ → [↑↓] [↑] [↑] [↑] [↑] → paramagnetik (4 elektron tidak berpasangan)
• Zn²⁺: [Ar] 3d¹⁰ → semua berpasangan → diamagnetik

4. Warna Senyawa Transisi

Unsur transisi dengan elektron d tidak berpasangan dapat menyerap cahaya tampak, menghasilkan warna karakteristik:

Contoh:

• Cu²⁺ ([Ar] 3d⁹): biru
• Fe³⁺ ([Ar] 3d⁵): kuning-coklat
• Cr³⁺ ([Ar] 3d³): hijau
• Mn²⁺ ([Ar] 3d⁵): merah muda pucat
• Co²⁺ ([Ar] 3d⁷): merah muda

Senyawa dengan d⁰ (Sc³⁺, Ti⁴⁺) atau d¹⁰ (Zn²⁺, Cu⁺) biasanya tidak berwarna.

5. Ikatan Kimia

Konfigurasi elektron menentukan bagaimana atom berikatan:

Ikatan Ion:

• Terjadi antara logam (mudah melepas elektron) dan non-logam (mudah menerima elektron)
• Contoh: Na ([Ne] 3s¹) + Cl ([Ne] 3s² 3p⁵) → Na⁺Cl⁻

Ikatan Kovalen:

• Terjadi dengan pemakaian bersama elektron valensi
• Contoh: H (1s¹) + H (1s¹) → H₂ (1s² dibagi bersama)

Ikatan Logam:

• Elektron valensi terdelokalisasi
• Terjadi pada unsur dengan elektron valensi sedikit (1-3)

Konfigurasi Elektron Unsur Penting

Berikut adalah konfigurasi elektron beberapa unsur penting beserta aplikasinya:

1. Hidrogen (H, Z=1)

Konfigurasi: 1s¹ Elektron valensi: 1 Sifat:

• Unsur paling sederhana
• Dapat melepas atau menerima 1 elektron
• Dapat membentuk H⁺ (proton) atau H⁻ (hidrida) Aplikasi: Bahan bakar, sintesis amonia, hidrogenasi minyak

2. Karbon (C, Z=6)

Konfigurasi: 1s² 2s² 2p² Elektron valensi: 4 Sifat:

• Dapat membentuk 4 ikatan kovalen
• Dasar kimia organik
• Dapat membentuk rantai panjang Aplikasi: Bahan organik, bahan bakar, material karbon (grafit, intan, graphene)

3. Nitrogen (N, Z=7)

Konfigurasi: 1s² 2s² 2p³ Elektron valensi: 5 Diagram orbital 2p: [↑] [↑] [↑] (setengah penuh, stabil) Sifat:

• Membentuk ikatan tripel N≡N yang sangat kuat
• Gas N₂ sangat stabil dan inert Aplikasi: Pupuk (sebagai nitrat), produksi amonia, atmosfer inert

4. Oksigen (O, Z=8)

Konfigurasi: 1s² 2s² 2p⁴ Elektron valensi: 6 Diagram orbital 2p: [↑↓] [↑] [↑] (2 elektron tidak berpasangan) Sifat:

• Paramagnetik (O₂ memiliki 2 elektron tidak berpasangan)
• Sangat reaktif, oksidator kuat
• Membentuk O²⁻ (oksida) atau O₂²⁻ (peroksida) Aplikasi: Respirasi, pembakaran, oksidasi industri

5. Natrium (Na, Z=11)

Konfigurasi: [Ne] 3s¹ Elektron valensi: 1 Sifat:

• Logam alkali sangat reaktif
• Mudah melepas 1 elektron membentuk Na⁺
• Bereaksi hebat dengan air Aplikasi: Garam dapur (NaCl), baterai Na, lampu natrium

6. Magnesium (Mg, Z=12)

Konfigurasi: [Ne] 3s² Elektron valensi: 2 Sifat:

• Logam alkali tanah
• Membentuk Mg²⁺ (sangat stabil, konfigurasi seperti Ne)
• Logam ringan dan kuat Aplikasi: Paduan logam (pesawat, mobil), klorofil (fotosintesis)

7. Klorin (Cl, Z=17)

Konfigurasi: [Ne] 3s² 3p⁵ Elektron valensi: 7 Sifat:

• Halogen, sangat reaktif
• Mudah menerima 1 elektron membentuk Cl⁻
• Gas beracun berwarna hijau-kuning Aplikasi: Desinfektan air, produksi PVC, pemutih

8. Besi (Fe, Z=26)

Konfigurasi: [Ar] 4s² 3d⁶ Ion Fe²⁺: [Ar] 3d⁶ Ion Fe³⁺: [Ar] 3d⁵ (lebih stabil, setengah penuh) Sifat:

• Logam transisi, paramagnetik
• Dapat membentuk Fe²⁺ dan Fe³⁺
• Dapat dimagnetkan (feromagnetik) Aplikasi: Baja, konstruksi, hemoglobin (transport oksigen)

9. Tembaga (Cu, Z=29)

Konfigurasi: [Ar] 4s¹ 3d¹⁰ (pengecualian) Ion Cu⁺: [Ar] 3d¹⁰ (sangat stabil, penuh) Ion Cu²⁺: [Ar] 3d⁹ Sifat:

• Konduktor listrik sangat baik
• Logam merah-coklat
• Tahan korosi Aplikasi: Kabel listrik, pipa air, paduan (kuningan, perunggu)

10. Seng (Zn, Z=30)

Konfigurasi: [Ar] 4s² 3d¹⁰ Ion Zn²⁺: [Ar] 3d¹⁰ (sangat stabil, penuh) Sifat:

• Subkulit 3d penuh (tidak berwarna, diamagnetik)
• Logam reaktif, mudah teroksidasi Aplikasi: Galvanisasi besi, baterai, paduan logam

Latihan Penentuan Konfigurasi Elektron

Contoh Soal 1: Unsur dengan Z=20 (Kalsium)

Langkah-langkah:

1. Tentukan urutan pengisian orbital: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s
2. Isi elektron sesuai kapasitas:
   • 1s²: 2 elektron (total: 2)
   • 2s²: 2 elektron (total: 4)
   • 2p⁶: 6 elektron (total: 10)
   • 3s²: 2 elektron (total: 12)
   • 3p⁶: 6 elektron (total: 18)
   • 4s²: 2 elektron (total: 20) ✓

Konfigurasi lengkap: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² Konfigurasi singkat: [Ar] 4s² Notasi kulit: 2, 8, 8, 2 Elektron valensi: 2 Golongan: 2 (alkali tanah) Periode: 4

Contoh Soal 2: Ion S²⁻ (Belerang)

Atom S (Z=16): Konfigurasi: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴ atau [Ne] 3s² 3p⁴

Ion S²⁻ (menerima 2 elektron):

• Tambahkan 2 elektron ke subkulit 3p
• 3p⁴ + 2e → 3p⁶

Konfigurasi S²⁻: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ atau [Ar] Jumlah elektron: 18 Isoelektronik dengan: Ar (gas mulia) Stabilitas: Sangat stabil (konfigurasi oktet)

Contoh Soal 3: Ion Fe³⁺

Atom Fe (Z=26): Konfigurasi: [Ar] 4s² 3d⁶

Pembentukan Fe³⁺:

• Lepas 2 elektron dari 4s: [Ar] 3d⁶
• Lepas 1 elektron dari 3d: [Ar] 3d⁵

Konfigurasi Fe³⁺: [Ar] 3d⁵ Diagram orbital 3d: [↑] [↑] [↑] [↑] [↑] (setengah penuh) Stabilitas: Sangat stabil karena 3d⁵ (setengah penuh) Sifat magnetik: Paramagnetik (5 elektron tidak berpasangan) Warna: Kuning-coklat dalam larutan

Contoh Soal 4: Unsur dengan konfigurasi [Kr] 5s² 4d¹⁰ 5p³

Analisis:

• Inti: [Kr] = 36 elektron
• 5s²: 2 elektron
• 4d¹⁰: 10 elektron
• 5p³: 3 elektron
• Total: 36 + 2 + 10 + 3 = 51 elektron

Identitas: Z = 51 = Antimon (Sb) Elektron valensi: 5 (2 dari 5s + 3 dari 5p) Golongan: 15 (pniktogen) Periode: 5 Blok: p

Kesalahan Umum dan Tips

Kesalahan Umum:

1. Salah urutan pengisian orbital

• Kesalahan: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d² 4s²
• Benar: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d²
• Ingat: 4s diisi sebelum 3d

2. Melanggar aturan Hund

• Kesalahan: 2p⁴ digambar [↑↓] [↑↓] [ ]
• Benar: 2p⁴ digambar [↑↓] [↑] [↑]
• Isi semua orbital satu-satu dulu sebelum berpasangan

3. Lupa pengecualian Cr dan Cu

• Cr bukan [Ar] 4s² 3d⁴, tetapi [Ar] 4s¹ 3d⁵
• Cu bukan [Ar] 4s² 3d⁹, tetapi [Ar] 4s¹ 3d¹⁰

4. Salah menentukan konfigurasi ion transisi

• Saat membentuk ion, lepas elektron ns dulu, baru (n-1)d
• Fe²⁺ bukan [Ar] 4s² 3d⁴, tetapi [Ar] 3d⁶

5. Salah menghitung elektron valensi

• Untuk unsur golongan utama: hitung elektron pada kulit terluar (ns + np)
• Jangan sertakan elektron inner shell

Tips Sukses:

1. Hafalkan urutan pengisian

• Gunakan diagram diagonal atau hafal: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
• Atau gunakan trik: periode 4 dimulai dengan 4s

2. Ingat kapasitas subkulit

• s: 2, p: 6, d: 10, f: 14
• Atau: s: 1 orbital (2e), p: 3 orbital (6e), d: 5 orbital (10e), f: 7 orbital (14e)

3. Cek total elektron

• Selalu hitung total elektron untuk memastikan = nomor atom
• Contoh: [Ar] 4s² 3d⁶ = 18 + 2 + 6 = 26 (Fe) ✓

4. Gunakan notasi singkat

• Untuk atom berat, gunakan gas mulia sebagai inti
• Lebih mudah dan menghindari kesalahan

5. Perhatikan konfigurasi ion

• Untuk kation: kurangi elektron dari kulit terluar
• Untuk anion: tambahkan elektron ke kulit terluar
• Unsur transisi: lepas ns dulu baru (n-1)d

6. Latihan diagram orbital

• Gambar kotak dan anak panah membantu visualisasi
• Mudah melihat elektron tidak berpasangan (paramagnetik)

Rangkuman

Konsep Kunci:

1. Konfigurasi Elektron: Susunan elektron dalam orbital atom berdasarkan tingkat energi
2. Bilangan Kuantum: Empat bilangan (n, l, ml, ms) yang menjelaskan keadaan elektron
3. Prinsip Pengisian:
   • Aufbau: Isi dari energi rendah ke tinggi
   • Pauli: Maksimal 2 elektron per orbital dengan spin berlawanan
   • Hund: Isi orbital satu-satu dengan spin paralel sebelum berpasangan
4. Pengecualian: Cr dan Cu (serta analog periode 5 dan 6) karena kestabilan d⁵ dan d¹⁰
5. Elektron Valensi: Elektron kulit terluar yang menentukan sifat kimia
6. Hubungan dengan Tabel Periodik:
   • Periode = kulit terluar
   • Golongan = elektron valensi
   • Blok = subkulit yang sedang diisi
7. Sifat Periodik: Dijelaskan oleh konfigurasi elektron (jari-jari, energi ionisasi, dll)
8. Ion: Kation lepas elektron (ns dulu untuk transisi), anion terima elektron

Pentingnya Konfigurasi Elektron:

✓ Menjelaskan posisi unsur dalam tabel periodik ✓ Memprediksi sifat kimia dan reaktivitas ✓ Menentukan jenis ikatan yang terbentuk ✓ Menjelaskan sifat magnetik ✓ Memprediksi warna senyawa transisi ✓ Memahami tren periodik ✓ Dasar untuk memahami ikatan kimia

Rumus Penting:

• Kapasitas kulit: 2n²
• Jumlah orbital dalam kulit: n²
• Jumlah orbital dalam subkulit: 2l + 1
• Kapasitas subkulit: s=2, p=6, d=10, f=14
• Elektron valensi golongan utama: elektron ns + np

Soal Latihan Mandiri

Latihan 1: Tentukan konfigurasi elektron

a) P (Z=15) b) Ca²⁺ c) Br⁻ (Z=35)

Latihan 2: Tentukan elektron valensi

a) Si (Z=14) b) S (Z=16) c) Fe (Z=26)

Latihan 3: Gambar diagram orbital untuk:

a) N (Z=7) b) O (Z=8) c) Cu (Z=29) – perhatikan pengecualian!

Latihan 4: Analisis

Unsur X memiliki konfigurasi [Ne] 3s² 3p⁴ a) Tentukan nomor atom X b) Tentukan golongan dan periode c) Berapa elektron valensi? d) Ion apa yang paling mungkin terbentuk?

Latihan 5: Prediksi sifat

Berdasarkan konfigurasi elektron, jelaskan mengapa: a) Gas mulia sangat stabil b) Halogen sangat reaktif c) Fe³⁺ lebih stabil daripada Fe²⁺

Kesimpulan

Konfigurasi elektron adalah konsep fundamental dalam kimia yang menjelaskan bagaimana elektron tersusun dalam atom. Pemahaman yang baik tentang konfigurasi elektron memungkinkan kita untuk:

• Memahami struktur tabel periodik
• Memprediksi sifat-sifat kimia unsur
• Menjelaskan pembentukan ikatan kimia
• Memahami sifat periodik unsur
• Memprediksi reaktivitas dan perilaku kimia

Prinsip Aufbau, Pauli, dan Hund memberikan panduan sistematis untuk menentukan konfigurasi elektron. Meskipun ada beberapa pengecualian (terutama untuk unsur transisi seperti Cr dan Cu), pola umum tetap dapat diprediksi dan dipahami berdasarkan prinsip kestabilan orbital setengah penuh dan penuh.

Penguasaan konfigurasi elektron adalah kunci untuk memahami kimia lebih lanjut, termasuk ikatan kimia, reaksi kimia, dan sifat material. Dengan latihan yang cukup, penentuan konfigurasi elektron akan menjadi keterampilan yang mudah dan intuitif.

Lanjutkan berlatih dengan berbagai contoh dan aplikasi untuk memperdalam pemahaman Anda tentang topik penting ini!

• Author
• Recent Posts

Krisna Dwi Wardhana

Lahir di Padang pada tahun 1991, saya telah tinggal di berbagai wilayah di Indonesia sejak TK hingga kuliah, termasuk Aceh, Palembang, dan Bogor. Saya meraih gelar Sarjana Sains dari FMIPA Universitas Indonesia. Saat ini, saya bekerja sebagai Pendidik di sebuah sekolah swasta di Bogor, Tutor privat sambil tetap fokus mengembangkan Bisakimia.

Latest posts by Krisna Dwi Wardhana (see all)

• Konfigurasi Elektron: Susunan Elektron dalam Atom - January 12, 2026
• Prekursor ubiquitin yang diabaikan meningkatkan ketahanan stres sel dan umur panjang - January 12, 2026
• Spartanburg Community College Allocates $1.15M for Workforce Training Expansion - January 12, 2026