Struktur 1.3 · Konfigurasi elektron

Lembar kerja ini mengajarkan Struktur 1.3, Konfigurasi elektron, untuk kursus yang pertama kali dinilai pada 2025.

Prasyarat: proton, neutron, dan elektron dari Struktur 1.2, nomor atom $Z$, serta aritmatika dengan pangkat sepuluh. Anda akan menggunakan tiga hubungan dari buku data: $c = f\lambda$, $E = hf$, dan konstanta Avogadro $N_A$.

Mengapa atom memancarkan cahaya berwarna?

Masukkan sedikit garam natrium ke dalam api dan api berubah menjadi oranye-kuning. Alirkan tegangan tinggi melalui gas hidrogen dalam tabung dan ia menyala merah muda. Setiap elemen memberikan warnanya sendiri. Warna-warna tersebut memberi tahu kita bagaimana elektron dalam atom tersusun.

Cahaya membawa energi dalam paket

Cahaya merupakan bagian dari spektrum elektromagnetik. Semua jenisnya merambat dengan kecepatan yang sama $c = 3.00 \times 10^{8}\ \text{m s}^{-1}$, dan frekuensi $f$ serta panjang gelombangnya $\lambda$ saling terkait melalui

Cahaya dipancarkan dan diserap sebagai paket energi yang disebut foton. Energi satu foton hanya bergantung pada frekuensinya:

Di sini $h = 6.63 \times 10^{-34}\ \text{J s}$ adalah konstanta Planck. Jadi frekuensi lebih tinggi berarti energi lebih tinggi dan panjang gelombang lebih pendek.

Di wilayah tampak, cahaya merah memiliki panjang gelombang terpanjang dan energi terendah; cahaya ungu memiliki panjang gelombang terpendek dan energi tertinggi.

Spektrum kontinu dan garis

Cahaya putih dari padatan panas, seperti filamen lampu, mengandung setiap panjang gelombang tampak. Prisma menyebarkannya menjadi spektrum kontinu: pita warna halus tanpa celah.

Cahaya dari atom gas yang tereksitasi berbeda. Prisma menyebarkannya menjadi beberapa garis berwarna tajam pada latar belakang gelap. Ini adalah spektrum emisi garis. Setiap unsur memiliki pola garisnya sendiri, sehingga spektrum berfungsi seperti sidik jari bagi unsur tersebut.

Asal-usul Garis-garis

Elektron dalam atom hanya dapat memiliki energi tetap tertentu, yang disebut tingkat energi. Ketika atom menyerap energi (dari nyala api atau arus listrik), elektron berpindah ke tingkat yang lebih tinggi. Atom kini berada dalam keadaan tereksitasi.

Kemudian elektron jatuh kembali ke tingkat yang lebih rendah. Ia memancarkan selisih energi sebagai satu foton:

Hanya celah tertentu yang ada, sehingga hanya energi foton tertentu, dan karena itu hanya frekuensi tertentu yang muncul. Itulah sebabnya kita melihat garis-garis terpisah dan bukan pita kontinu.

Spektrum hidrogen adalah bukti untuk tingkat energi

Hidrogen memiliki satu elektron, sehingga spektrumnya paling sederhana. Dua fitur penting:

• Garis-garisnya terpisah. Jika elektron dapat memiliki energi apa pun, hidrogen akan memberikan spektrum kontinu. Garis-garis yang terpisah menunjukkan bahwa energi elektron terkuantisasi: ia hanya dapat mengambil nilai-nilai tetap.
• Garis-garis semakin berdekatan pada frekuensi yang lebih tinggi. Tingkat-tingkat itu sendiri semakin berdekatan saat $n$ meningkat, sehingga garis-garis konvergen. Di atas batas konvergensi, tidak ada lagi garis.

Garis mana yang muncul bergantung pada tingkat tempat elektron jatuh. Jatuh ke $n = 1$ menghasilkan celah terbesar, sehingga foton-foton tersebut adalah ultraviolet. Jatuh ke $n = 2$ menghasilkan cahaya tampak, seperti garis merah pada 656 nm. Jatuh ke $n = 3$ menghasilkan inframerah.

Contoh pengerjaan. Garis merah hidrogen memiliki $\lambda = 656\ \text{nm}$. Temukan celah energi darinya.

1. Ubah panjang gelombang: $\lambda = 656 \times 10^{-9}\ \text{m}$.
2. Temukan frekuensi: $f = \dfrac{c}{\lambda} = \dfrac{3.00 \times 10^{8}}{656 \times 10^{-9}} = 4.57 \times 10^{14}\ \text{Hz}$.
3. Temukan energi: $E = hf = 6.63 \times 10^{-34} \times 4.57 \times 10^{14} = 3.03 \times 10^{-19}\ \text{J}$.

Ini adalah celah energi antara $n = 3$ dan $n = 2$ untuk satu atom.

Tingkat energi utama

Tingkat energi utama dinomori oleh bilangan kuantum utama $n = 1, 2, 3, \dots$. Level $n$ dapat menampung maksimal $2n^2$ elektron.

Sublevel dan Orbital

Setiap tingkat utama dibagi menjadi sublevel yang disebut s, p, d, dan f. Setiap sublevel terdiri dari orbital atom. Orbital adalah daerah di sekitar inti di mana terdapat kemungkinan tinggi menemukan elektron. Satu orbital menampung paling banyak dua elektron.

Periksa: tingkat $n = 3$ memiliki 3s + 3p + 3d = 2 + 6 + 10 = 18 elektron, yang sesuai dengan $2n^2 = 18$.

Bentuk orbital s dan p

Anda perlu mengenali dua bentuk:

• Orbital s berbentuk bola yang berpusat pada inti. Orbital 2s lebih besar daripada orbital 1s.
• Orbital p memiliki dua lobus di sisi berlawanan inti, seperti dumbbell. Ketiga orbital p dari satu tingkat mengarah sepanjang sumbu $x$, $y$, dan $z$, saling tegak lurus. Mereka dinamakan $p_x$, $p_y$, dan $p_z$.

Ketiga orbital p dari satu sublevel memiliki energi yang sama. Orbital dengan energi yang sama disebut degenerate (terdegenerasi).

Tiga Aturan Pengisian Orbital

1. Prinsip Aufbau: elektron mengisi orbital dengan energi terendah terlebih dahulu.
2. Prinsip pengecualian Pauli: sebuah orbital menampung maksimal dua elektron, dan mereka harus memiliki spin berlawanan.
3. Aturan Hund: dalam sekumpulan orbital degenerate, elektron mengisi secara tunggal dengan spin sejajar sebelum ada orbital yang menerima elektron kedua. Elektron tunggal dalam orbital terpisah saling tolak-menolak lebih sedikit.

Untuk atom hingga $Z = 36$, urutan pengisiannya adalah:

Perhatikan bahwa 4s diisi sebelum 3d. Pada atom netral hingga kalsium, 4s memiliki energi lebih rendah daripada 3d.

Konfigurasi Lengkap dan Terpadu

Konfigurasi elektron lengkap mencantumkan setiap sublevel beserta jumlah elektronnya sebagai superskrip:

• sulfur, $Z = 16$: $1\text{s}^2\,2\text{s}^2\,2\text{p}^6\,3\text{s}^2\,3\text{p}^4$
• besi, $Z = 26$: $1\text{s}^2\,2\text{s}^2\,2\text{p}^6\,3\text{s}^2\,3\text{p}^6\,4\text{s}^2\,3\text{d}^6$

Konfigurasi terpadu mengganti elektron bagian dalam dengan simbol gas mulia yang mendahului unsur tersebut, dalam kurung siku:

• sulfur: $[\text{Ne}]\,3\text{s}^2\,3\text{p}^4$
• besi: $[\text{Ar}]\,4\text{s}^2\,3\text{d}^6$

Selalu pastikan superskripnya menjumlahkan angka jumlah elektron.

Diagram orbital

Sebuah diagram orbital menggambar setiap orbital sebagai kotak dan setiap elektron sebagai panah setengah. Dua panah dalam satu kotak mengarah berlawanan arah (Pauli). Dalam subtingkat, isi setiap kotak dengan satu panah, semuanya mengarah ke arah yang sama, sebelum menambahkan panah kedua ke kotak mana pun (Hund).

Oleh karena itu nitrogen memiliki tiga elektron tidak berpasangan. Oksigen, $2\text{p}^4$, memiliki satu pasangan dan dua elektron tidak berpasangan di subtingkat 2p-nya.

Contoh terpecahkan. Gambarkan diagram orbital untuk sublevel 3d dan 4s pada besi.

Besi memiliki $[\text{Ar}]\,4\text{s}^2\,3\text{d}^6$. Kotak 4s menampung dua panah berlawanan. Enam elektron mengisi lima kotak 3d: satu panah naik di setiap dari kelima kotak, lalu elektron keenam berpasangan dengan panah pertama di kotak pertama. Besi memiliki empat elektron tidak berpasangan.

Dua pengecualian: kromium dan tembaga

Dua atom dalam baris pertama blok d tidak mengikuti urutan sederhana:

• kromium, $Z = 24$: $[\text{Ar}]\,4\text{s}^1\,3\text{d}^5$, bukan $4\text{s}^2\,3\text{d}^4$
• tembaga, $Z = 29$: $[\text{Ar}]\,4\text{s}^1\,3\text{d}^{10}$, bukan $4\text{s}^2\,3\text{d}^9$

Pada keduanya, satu elektron berpindah dari 4s ke 3d untuk memberikan subtingkat 3d yang setengah penuh atau penuh, yang menghasilkan energi total lebih rendah bagi atom-atom ini. Hafalkan kedua kasus ini sebagai fakta.

Konfigurasi ion

• Untuk ion negatif, tambahkan elektron ke orbital berikutnya yang tersedia. Ion oksida, $\text{O}^{2-}$: $1\text{s}^2\,2\text{s}^2\,2\text{p}^6$, sama seperti neon.
• Untuk ion positif dari unsur golongan utama, lepaskan elektron dari tingkat terluar. $\text{Na}^{+}$: $1\text{s}^2\,2\text{s}^2\,2\text{p}^6$.
• Untuk ion positif dari unsur transisi, lepaskan elektron 4s terlebih dahulu, kemudian elektron 3d. Setelah 3d terisi, 4s bukan lagi tingkat energi yang lebih rendah.

Kesalahan umum adalah menulis $\text{Fe}^{2+}$ sebagai $[\text{Ar}]\,4\text{s}^2\,3\text{d}^4$. Ingat: 4s terisi terlebih dahulu dan kosong terlebih dahulu.

1. Sebuah garis dalam spektrum emisi suatu unsur memiliki $\lambda = 589\ \text{nm}$. Hitung energi satu foton cahaya ini.
2. Nyatakan jumlah maksimum elektron pada tingkat $n = 4$, dan sebutkan subtingkatnya.
3. Tuliskan konfigurasi penuh klorin dan konfigurasi ringkas dari $\text{Cr}^{3+}$.
4. Berapa banyak elektron tak berpasangan yang dimiliki atom fosfor? Gambar diagram orbital 3s dan 3p-nya.
5. Jelaskan mengapa spektrum emisi hidrogen adalah spektrum garis dan bukan spektrum kontinu.

Jawaban.

1. $f = \dfrac{3.00 \times 10^{8}}{589 \times 10^{-9}} = 5.09 \times 10^{14}\ \text{Hz}$; $E = 6.63 \times 10^{-34} \times 5.09 \times 10^{14} = 3.38 \times 10^{-19}\ \text{J}$.
2. $2n^2 = 32$; subtingkatnya adalah 4s, 4p, 4d dan 4f.
3. Cl: $1\text{s}^2\,2\text{s}^2\,2\text{p}^6\,3\text{s}^2\,3\text{p}^5$. Cr adalah $[\text{Ar}]\,4\text{s}^1\,3\text{d}^5$; melepas elektron 4s kemudian dua elektron 3d menghasilkan $\text{Cr}^{3+}$: $[\text{Ar}]\,3\text{d}^3$.
4. Tiga: 3s menampung satu pasangan, dan masing-masing dari tiga orbital 3p menampung satu elektron dengan spin sejajar.
5. Elektron hanya dapat memiliki energi tetap (tingkat energi). Foton dipancarkan ketika elektron jatuh antara dua tingkat, sehingga hanya celah energi tertentu, dan karenanya hanya frekuensi tertentu, yang mungkin terjadi.

• Hubungkan frekuensi, energi dan panjang gelombang dalam satu kalimat: frekuensi yang lebih tinggi berarti energi foton yang lebih tinggi dan panjang gelombang yang lebih pendek.
• Untuk menjelaskan spektrum garis, sebutkan kedua ide: elektron menempati tingkat energi tetap, dan foton dipancarkan ketika elektron jatuh ke tingkat yang lebih rendah.
• Garis-garis berkonvergensi pada frekuensi yang lebih tinggi karena tingkat energinya semakin berdekatan.
• Tulis 4s sebelum 3d saat mengisi, tetapi lepas 4s terlebih dahulu saat membentuk ion logam transisi.
• Hafalkan Cr ($4\text{s}^1\,3\text{d}^5$) dan Cu ($4\text{s}^1\,3\text{d}^{10}$) sebagai pengecualian.