Bilangan Kuantum,Bentuk Orbital dan Konfigurasi Elektron

September 07, 2019

Bilangan Kuantum

Bilangan kuantum adalah bilangan yang memiliki makna khusus dalam menjelaskan keadaan sistem kuantum. Bilangan-bilangan kuantum dapat memberikan deskripsi keadaan elektron dalam atom.

Bilangan kuantum utama (n) mendeskripsikan ukuran dan tingkat energi orbital. Semakin besar nilai n, maka semakin besar ukuran orbital dan semakin tinggi tingkat energinya. Nilai n yang diperbolehkan adalah bilangan bulat positif (1, 2, 3, dan seterusnya).
Bilangan kuantum azimuth (l) mendeskripsikan bentuk orbital. Nilai l yang diperbolehkan adalah bilangan bulat dari 0 hingga n − 1.
Bilangan kuantum magnetik (ml) mendeskripsikan orientasi orbital. Nilai ml yang diperbolehkan adalah bilangan bulat dari −l hingga +l.
Bilangan kuantum spin (ms) mendeskripsikan arah spin elektron dalam orbital. Nilai ms yang diperbolehkan adalah +½ atau −½.

Bilangan Kuantum Utama (n)

Bilangan kuantum utama (n) menyatakan tingkat energi utama atau kulit atom.Bilangan kuantum utama mempunyai harga mulai dari 1,2,3 dst serta dinyatakan dengan lambang K (n=1) , L (n=2) ,M (n=3) dst.

Bilangan Kuantum Azimuth (l)

Harga = n - 1

Mekanika gelombang meramalkan bahwa setiap kulit (tingkat energi) tersusun dari beberapa subkulit (subtingkat energi) yang masing-masing subkulit tersebut dicirikan oleh bilangan kuantum azimuth yang diberi lambang (l).

Lambang s, p, d, f diambil dari nama spektrum yang dihasilkan oleh logam alkali dari Li sampai dengan Cs yang terdiri dari empat deret, yaitu tajam (sharp), utama (principal), kabur (diffuse), dan dasar (fundamental).

Hubungan jumlah subkulit dan kulit

Bilangan Kuantum Magnetik (m)

Bilangan kuantum magnetik (m) menyatakan orbital khusus yang ditempati elektron pada suatu subkulit. Bilangan kuantum magnetik juga menyatakan orientasi khusus dari orbital itu dalam ruang relatif terhadap inti. Nilai bilangan kuantum magnetik bergantung pada nilai bilangan kuantum azimuth, yaitu semua bilangan bulat mulai dari –l sampai dengan +l, termasuk 0.

Bilangan Kuantum Spin (s)

Sambil beredar mengintari inti, elektron juga berputar pada sumbunya. Gerak berputar pada sumbu ini disebut rotasi. Hanya ada dua kemungkinan arah rotasi elektron, yaitu searah atau berlawanan arah jarum jam. Kedua arah yang berbeda itu dinyatakan dengan bilangan kuantum spin (s) yang mempunyai nilai s = + 1/2 atau s = – 1/2. Akibatnya satu orbital hanya dapat ditempati oleh maksimum dua elektron, di mana kedua elektron itu haruslah mempunyai spin yang berlawanan, sehingga menghasilkan medan magnet yang berlawanan pula. Medan magnet yang berlawanan ini diperlukan untuk mengimbangi gaya tolak-menolak listrik yang ada (karena muatan sejenis).

+ 1/2 - 1/2

Hubungan keempat bilangan kuantum

Bentuk Orbital

Orbital s

Orbital yang paling sederhana adalah orbital s. Setiap subkulit s terdiri atas 1 buah orbital yang berisi 2 elektron. Orbital s berbentuk bola simetri yang menunjukkan bahwa elektron memiliki kerapatan yang sama, jika jarak dari inti atom juga sama. Semakin jauh letak elektron dari inti atom, kerapatannya semakin rendah. Nilai bilangan kuantum utama suatu orbital memengaruhi ukuran orbital. Semakin besar nilai bilangan kuantum utama, ukuran orbitalnya juga semakin besar.

Orbital p

Bentuk orbital p seperti balon terpilin (cuping-dumbbell). Kepadatan elektron tidak tersebar merata, melainkan terkonsentrasi dalam dua daerah yang terbagi sama besar dan terletak pada dua sisi berhadapan dari inti yang terletak di tengah.

Subkulit p terdiri atas 3 orbital, tiap orbital mempunyai bentuk yang sama. Perbedaan ketiga orbital terletak pada arah, di mana terkonsentrasinya kepadatan elektron. Biasanya orbital p digambarkan menggunakan satu kumpulan sumbu x, y, dan z, sehingga diberi tanda px, py dan pz.

Pada subkulit p ini terdapat 3 nilai m (–1, 0, +1) sehingga terdapat 3 orientasi yang satu dan lainnya membentuk sudut 90 ^o. [1]

Orbital d

Orbital d memiliki 5 orbital dengan bentuk yang kompleks dan orientasi yang berbeda. Empat orbital pertama memiliki bentuk yang sama, sedangkan satu orbital memiliki bentuk yang berbeda. Kelima orbital itu adalah dxy, dxz, dyz, dx2y2, dan dz2.

Setiap orbital mempunyai 4 “lobe” kepadatan elektron. Adapun perbedaannya terletak pada arah berkumpulnya kepadatan elektron. Sementara itu, satu orbital lagi mempunyai bentuk berbeda, tetapi memiliki energi yang sama dengan keempat orbital d lainnya.

Orbital f

Orbital f mempunyai bentuk orbital yang lebih rumit dan lebih kompleks daripada orbital d. Setiap subkulit f mempunyai 7 orbital dengan energi yang setara.

Konfigurasi Elektron

1.Asas Aufbau

Menurut asas AufBau, pada kondisi normal atau pada tingkat dasar, elektron akan menempati orbital yang memiliki energi terendah terlebih dahulu dan diteruskan ke orbital yang memiliki energi lebih tinggi.

Arah anak panah menyatakan urutan pengisian orbital. Dengan demikian urutan pengisian elektron berdasarkan gambar tersebut berurut-urut 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, dan seterusnya. Pengisian elektron harus satu persatu dan setiap orbital hanya boleh diisi oleh maksimal 2 elektron.

2.Kaidah 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.

Pengisian elektron yang benar

Pengisian elektron yang salah

Pengecualian

Konfigurasi elektron Cr menurut aturan Hund berbeda dengan konfigurasi elektron hasil percobaan. Berdasarkan percobaan, konfigurasi ₂₄Cr = (Ar) 3d⁴ 4s¹ elektron sehingga diagram orbitalnnya adalah

Ternyata ,subkulit d lebih stabil pada keadaan tepat terisi penuh atau tepat setengah penuh. Atom ₂₄Cr lebih stabil dengan subkulit d terisi tepat setengah penuh.

3.Larangan Pauli

Pauli mengemukakan hipotesisnya yang menyatakan bahwa dalam satu atom tidak mungkin dua elektron mempunyai keempat bilangan kuantum sama. Misal, 2 elektron akan menempati subkulit 1s. Tiga bilangan kuantum pertama akan mempunyai nilai yang sama (n = 1, l = 0, m = 0). Untuk itu bilangan kuantum yang terakhir, yaitu bilangan kuantum spin(s) harus mempunyai nilai berbeda (+1/2 atau -1/2)

Sumber

https://blogger.googleusercontent.com/img/b/R29vZ2xl/AVvXsEisv_GoqzcC9pWHixnodBJg5CpaGPAjFz7N3c8-wlgRY72ID9o8XhBJOsg4JMDyFd6Ixf8XwmRYigQfGsGM1ejrwQdpElkMUP3sKyPrBE1TPHzknbCLwJ-utjodEzkhUz_v3v3QlBUlSPo/s1600/bentuk-orbital-elektron-tunggal-442013.jpg

https://belajarkimiaonlineyuk.wordpress.com/bilangan-kuantum/materi/pengertian-bilangan-kuantum/

https://www.studiobelajar.com/bilangan-kuantum/

http://materi4belajar.blogspot.com/2017/12/penjelasan-konfigurasi-elektron-lengkap_13.html