Cara menulis konfigurasi elektron, langkah demi langkah

Arti notasinya

Setiap bagian konfigurasi terdiri atas tiga unsur. Dalam 2p⁴, angka 2 adalah kulit (tingkat energi utama), huruf p adalah jenis subkulit, dan pangkat 4 adalah jumlah elektron dalam subkulit itu. Jumlah semua pangkat selalu sama dengan jumlah total elektron, yang untuk atom netral sama dengan nomor atom.

Ada empat jenis subkulit, masing-masing dengan kapasitas tetap: s menampung 2 elektron (1 orbital), p menampung 6 (3 orbital), d menampung 10 (5 orbital), dan f menampung 14 (7 orbital). Setiap orbital menampung paling banyak 2 elektron.

Urutan Aufbau

Elektron mengisi subkulit berenergi terendah lebih dahulu. Inilah prinsip Aufbau, dari kata Jerman yang berarti “membangun”. Urutan pengisiannya adalah 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p.

Perhatikan bahwa 4s terisi sebelum 3d, dan 6s terisi sebelum 4f. Aturan n + l menjelaskan hal ini: jumlahkan nomor kulit n dengan l (0 untuk s, 1 untuk p, 2 untuk d, 3 untuk f) dan isi dari total terendah ke atas; jika sama, n yang lebih kecil terisi lebih dahulu. Banyak siswa justru menggambar bagan diagonal subkulit dan mengikuti anak panahnya.

Tabel periodik menunjukkan urutan yang sama: sepanjang satu periode kamu melewati blok s (golongan 1–2), blok d (golongan 3–12, satu kulit lebih rendah), dan blok p (golongan 13–18), dengan blok f (dua kulit lebih rendah) yang masuk ke periode 6 dan 7.

Contoh soal: oksigen

Oksigen bernomor atom 8, jadi ada 8 elektron yang harus ditempatkan. Letakkan 2 di 1s (sisa 6), lalu 2 di 2s (sisa 4), kemudian 4 terakhir di 2p, yang sebenarnya dapat menampung hingga 6. Hasilnya adalah 1s² 2s² 2p⁴. Periksa: 2 + 2 + 4 = 8.

Kulit tertingginya adalah 2, dengan 2 + 4 = 6 elektron, jadi oksigen memiliki 6 elektron valensi. Di dalam subkulit 2p, aturan Hund menyatakan bahwa elektron menempati ketiga orbital p satu per satu sebelum berpasangan, sehingga atom oksigen memiliki dua elektron tak berpasangan.

Contoh soal: besi

Besi bernomor atom 26, jadi memiliki 26 elektron. Isi menurut urutan Aufbau: 1s² (2 tertempatkan), 2s² (4), 2p⁶ (10), 3s² (12), 3p⁶ (18), 4s² (20), dan 6 sisanya masuk ke 3d. Konfigurasi lengkapnya adalah 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶.

Banyak buku teks, dan situs ini, mencantumkan subkulit menurut urutan nomor kulit: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁶ 4s². Keduanya menggambarkan atom yang sama. Ketika besi membentuk ion, ia melepas elektron 4s lebih dahulu, jadi Fe²⁺ adalah [Ar] 3d⁶ dan Fe³⁺ adalah [Ar] 3d⁵.

Singkatan gas mulia

Menuliskan setiap subkulit menjadi panjang untuk atom berat, jadi para kimiawan mengganti elektron dalam dengan lambang gas mulia sebelumnya dalam tanda kurung siku. [He] mewakili 1s², [Ne] mewakili 1s² 2s² 2p⁶, dan [Ar] mewakili 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶. Inti yang lebih berat adalah [Kr] (36 elektron), [Xe] (54), dan [Rn] (86).

Untuk memakainya, tulis gas mulia sebelumnya dalam tanda kurung dan tambahkan hanya elektron yang datang setelahnya. Oksigen menjadi [He] 2s² 2p⁴, natrium menjadi [Ne] 3s¹, dan besi menjadi [Ar] 3d⁶ 4s².

Pengecualian: kromium dan tembaga

Beberapa unsur tidak mengikuti urutan Aufbau dengan tepat. Kromium (24 elektron) diperkirakan [Ar] 3d⁴ 4s², tetapi konfigurasi sebenarnya adalah [Ar] 3d⁵ 4s¹. Tembaga (29 elektron) diperkirakan [Ar] 3d⁹ 4s², tetapi sebenarnya [Ar] 3d¹⁰ 4s¹.

Pada kedua kasus, satu elektron 4s pindah ke 3d. Subkulit 4s dan 3d energinya sangat berdekatan, dan subkulit d yang terisi setengah (d⁵) atau terisi penuh (d¹⁰) sangat stabil. Beberapa unsur yang lebih berat berperilaku sama: molibdenum adalah [Kr] 4d⁵ 5s¹, perak adalah [Kr] 4d¹⁰ 5s¹, dan emas adalah [Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s¹. Sekitar 20 unsur di blok d dan f memiliki konfigurasi yang tidak beraturan, jadi periksalah tabel yang tepercaya untuk unsur yang lebih berat.