:)

Read more »

with mella and friends

Read more »

Read more »

Read more »

orbital

Orbital-s

Orbital-s memiliki bilangan kuantum azimut, l= 0 dan m= 0. Oleh karena nilai m sesungguhnya suatu tetapan (tidak mengandung trigonometri) maka orbital-s tidak memiliki orientasi dalam ruang sehingga orbital-s ditetapkan berupa bola simetris di sekeliling inti. Permukaan bola menyatakan peluang terbesar ditemukannya elektron dalam orbital-s. Hal ini bukan berarti semua elektron dalam orbital-s berada di permukaan bola, tetapi pada permukaan bola itu peluangnya tertinggi (≈ 99,99%), sisanya boleh jadi tersebar di dalam bola.

Orbital-p

Orbital-p memiliki bilangan kuantum azimut, l= 1 dan m= 0, ±l. Oleh karena itu, orbital-p memiliki tiga orientasi dalam ruang sesuai dengan bilangan kuantum magnetiknya. Oleh karena nilai m sesungguhnya mengandung sinus maka bentuk orbital-p menyerupai bentuk sinus dalam ruang, seperti ditunjukkan pada gambar berikut.

Ketiga orbital-p memiliki bentuk yang sama, tetapi berbeda dalam orientasinya. Orbital-p_x memiliki orientasi ruang pada sumbu-x, orbital-p_y memiliki orientasi pada sumbu-y, dan orbital-p_z memiliki orientasi pada sumbu-z. Makna dari bentuk orbital-p adalah peluang terbesar ditemukannya elektron dalam ruang berada di sekitar sumbu x, y, dan z. Adapun pada bidang xy, xz, dan yz, peluangnya terkecil.

Orbital-d

Orbital-d memiliki bilangan kuantum azimut l = 2 dan m = 0, ±1, ±2. Akibatnya, terdapat lima orbital-d yang melibatkan sumbu dan bidang, sesuai dengan jumlah bilangan kuantum magnetiknya. Orbital-d terdiri atas orbital-d_x2, orbital-d_xz , orbital-d_xy , orbital-d_yz , dan orbital-d_x2_-y2.

Orbital d_xy, d_xz, d_yz, dan d_x2 _{− y}2 memiliki bentuk yang sama, tetapi orientasi dalam ruang berbeda. Orientasi orbital-d_xy berada dalam bidang xy, demikian juga orientasi orbital-orbital lainnya sesuai dengan tandanya. Orbital d_x2 _{− y}2 memiliki orientasi pada sumbu x dan sumbu y. Adapun orbital  d_z2 memiliki bentuk berbeda dari keempat orbital yang lain. Orientasi orbital ini berada pada sumbu z dan terdapat “donat” kecil pada bidang-xy.

Makna dari orbital-d adalah, pada daerah-daerah sesuai tanda dalam orbital (xy, xz, yz, x²–y², z²) menunjukkan peluang terbesar ditemukannya elektron, sedangkan pada simpul-simpul di luar bidang memiliki peluang paling kecil.

Bentuk orbital-f dan yang lebih tinggi dapat dihitung secara matematika, tetapi sukar untuk digambarkan atau diungkapkan kebolehjadiannya sebagaimana orbital-s, p, dan d. Kesimpulan umum dari hasil penyelesaian persamaan Schrodinger dapat dirangkum sebagai berikut.

Setiap orbital dicirikan oleh tiga bilangan kuantum n, l , dan m yang memiliki ukuran, bentuk, dan orientasi tertentu dalam ruang kebolehjadian. Elektron-elektron yang menghuni orbital memiliki spin berlawanan sesuai temuan Stern-Gerlach.

Secara lengkap, peluang keberadaan elektron dalam atom dapat sobat lihat pada tabel berikut.

n	l	m	orbital	s	Jumlah maksimum elektron
1	0	0	1s	+½, –½	2
2	0 1	0 –1, 0, +1	2s 2p	+½, –½ +½, –½	2 6
3	0 1 2	0 –1, 0, +1 –2,–1, 0, +1, +2	3s 3p 3d	+½, –½ +½, –½ +½, –½	2 6 10
4	0 1 2 3	0 –1, 0, +1 –2,–1, 0, +1, +2 –3, –2,–1, 0, +1, +2, +3	4s 4p 4d 4f	+½, –½ +½, –½ +½, –½ +½, –½	2 6 10 14

Read more »

konfigurasi elektron atom polielektron

Di kelas X, sobat Materi Kimia SMA telah belajar menuliskan konfigurasi elektron seperti: 2 8 18 32. Jika pada atom Cl elektron tidak maksimum, sobat tuliskan konfigurasi elektronnya Cl: 2 8 8 7, tidak Cl: 2 8 15. Bagaimanakah hal ini dapat dijelaskan dengan teori mekanika kuantum?

Persamaan Schrodinger hanya dapat diterapkan secara eksak untuk atom berelektron tunggal seperti hidrogen, sedangkan pada atom berelektron banyak tidak dapat diselesaikan. Kesulitan utama pada atom berelektron banyak adalah bertambahnya jumlah elektron sehingga menimbulkan tarik-menarik antara elektron-inti dan tolak-menolak antara elektron-elektron semakin rumit. Oleh karena itu, untuk atom berlektron banyak digunakan metode pendekatan berdasarkan hasil penelitian dan teori para ahli.

Tingkat Energi Orbital

Pada atom berelektron banyak, setiap orbital ditandai oleh bilangan kuantum n, l, m, dan s. Bilangan kuantum ini memiliki arti sama dengan yang dibahas sebelumnya. Perbedaannya terletak pada jarak orbital dari inti. Pada atom hidrogen, setiap orbital dengan nilai bilangan kuantum utama sama memiliki tingkat-tingkat energi sama atau terdegenerasi. Misalnya, orbital 2s dan 2p memiliki tingkat energi yang sama. Demikian pula untuk orbital 3s, 3p, dan 3d.

Pada atom berelektron banyak, orbital-orbital dengan nilai bilangan kuantum utama sama memiliki tingkat energi yang sedikit berbeda. Misalnya, orbital 2s dan 2p memiliki tingkat energi berbeda, yaitu energi orbital 2p lebih tinggi. Perbedaan tingkat energi elektron pada atom hidrogen dan atom berelektron banyak ditunjukkan pada gambar berikut ini.

Diagram tingkat energi orbital:

(a) Atom hidrogen. Tingkat energi orbital atom mengalami degenerasi.

(b) Atom berelektron banyak

Perbedaan tingkat energi ini disebabkan oleh elektron yang berada pada kulit dalam menghalangi elektron-elektron pada kulit bagian luar. Sebagai contoh, elektron pada orbital 1s akan tolak-menolak dengan elektron pada orbital-2s dan 2p sehingga orbital-2s dan 2p tidak lagi sejajar (terdegenerasi) seperti pada atom hidrogen. Hal ini menyebabkan elektron-elektron dalam orbital-2s memiliki peluang lebih besar ditemukan di dekat inti daripada orbital-2p (orbital-2s lebih dekat dengan inti).

Distribusi Elektron dalam Atom

Kulit terdiri atas subkulit yang berisi orbital-orbital dengan bilangan kuantum utama yang sama. Jumlah orbital dalam setiap kulit dinyatakan dengan rumus n2 dan jumlah maksimum elektron yang dapat menempati setiap kulit dinyatakan dengan rumus 2n².

Contoh: Berapa jumlah orbital dan jumlah maksimum elektron dalam kulit M? Penyelesaian: Kulit M memiliki bilangan kuantum, n = 3 maka jumlah orbital dalam kulit M adalah 32 = 9 orbital dan jumlah maksimum elektronnya sebanyak 2(3)2 = 18 elektron.

Subkulit terdiri atas orbital-orbital yang memiliki bilangan kuantum azimut yang sama. Jumlah orbital, dalam setiap subkulit dinyatakan dengan rumus (2l + 1). Oleh karena setiap orbital maksimum dihuni oleh dua elektron maka jumlah elektron dalam setiap subkulit dinyatakan dengan rumus 2(2l + 1).

Contoh: Berapa jumlah orbital dalam subkulit-p dan berapa jumlah elektron dalam subkulit itu? Penyelesaian: Subkulit p memiliki harga = 1 maka jumlah orbitalnya sama dengan {2(1) + 1} = 3 orbital. Sebaran elektron dalam subkulit-p adalah 2{2(1) + 1} = 6 elektron.

Berapa jumlah orbital dan jumlah maksimum elektron yang menghuni tingkat energi ke-3 (kulit M)? Bagaimana sebaran orbital dalam setiap subkulit dan sebaran elektronnya pada tingkat energi itu? Jawab a. Jumlah orbital pada kulit M (n= 3) dihitung dengan rumus n2. Jadi, pada kulit ada 9 orbital. b. Jumlah maksimum elektron yang dapat menghuni kulit M sebanyak 2n2 = 18 elektron. c. Sebaran orbital dalam setiap subkulit pada n= 3 dihitung dari rumus (2l+ 1). Untuk n= 3, nilai l= n–1 = 0, 1, 2. Oleh karena ada 3 subkulit, sebaran orbital dalam tiap subkulit adalah sebagai berikut. [2(0) + 1)] = 1 [2(1) + 1)] = 3 [2(2) + 1)] = 5 Pada subkulit s (l=0) terdapat 1 orbital-s Pada subkulit p (l=1) terdapat 3 orbital-p Pada subkulit d (l=2) terdapat 5 orbital-d d. Sebaran elektron yang menghuni tiap-tiap subkulit ditentukan dari rumus 2(2l+ 1), yaitu: 2(2(0) + 1) = 2 elektron, orbital-s (l= 0) maksimum ditempati oleh 2 elektron. 2(2(1) + 1) = 6 elektron, orbital-p (l= 1) maksimum ditempati oleh 6 elektron. 2(2(2) + 1) = 10 elektron, orbital-d (l = 2) maksimum ditempati oleh 10 elektron.

Read more »

aturan konfigurasi elektron

Bagaimanakah aturan konfigurasi elektron berdasarkan teori atom mekanika kuantum? SobatMateri Kimia SMA dapat mengetahuinya setelah mempelajari materi ini. Penulisan konfigurasi elektron untuk atom berelektron banyak didasarkan pada aturan aufbau, aturan Hund, dan prinsip larangan Pauli. Berikut adalah penjelasannya.

Aturan Membangun (Aufbau)

Aturan pengisian elektron ke dalam orbital-orbital dikenal dengan prinsip Aufbau (bahasa Jerman, artinya membangun). Menurut aturan ini, elektron dalam atom harus memiliki energi terendah, artinya elektron harus terlebih dahulu menghuni orbital dengan energi terendah, lihat diagram tingkat energi orbital berikut.

Tingkat energi elektron ditentukan oleh bilangan kuantum utama. Bilangan kuantum utama dengan n = 1 merupakan tingkat energi paling rendah, kemudian meningkat ke tingkat energi yang lebih tinggi, yaitu n = 2, n = 3, dan seterusnya. Jadi, urutan kenaikan tingkat energi elektron adalah (n = 1) < (n = 2) < (n =3) < … < (n = n).

Setelah tingkat energi elektron diurutkan berdasarkan bilangan kuantum utama, kemudian diurutkan lagi berdasarkan bilangan kuantum azimut sebab orbital-orbital dalam atom berelektron banyak tidak terdegenerasi. Berdasarkan bilangan kuantum azimut, tingkat energi terendah adalah orbital dengan bilangan kuantum azimut terkecil atau l= 0. Jadi, urutan tingkat energinya adalah s < p < d < f < [ l = (n–1)].

Terdapat aturan tambahan, yaitu aturan (n+l). Menurut aturan ini, untuk nilai (n+ l) sama, orbital yang memiliki energi lebih rendah adalah orbital dengan bilangan kuantum utama lebih kecil, contoh: 2p (2+1 = 3) < 3s (3+0 =3), 3p (3+1 = 4) < 4s (4+0 =4), dan seterusnya. Jika nilai (n+ l) berbeda maka orbital yang memiliki energi lebih rendah adalah orbital dengan jumlah (n+ l) lebih kecil, contoh: 4s (4+0 = 4) < 3d (3+2 =5).

Dengan mengacu pada aturan aufbau maka urutan kenaikan tingkat energi elektron-elektron dalam orbital adalah sebagai berikut.

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

Aturan Hund

Aturan Hund disusun berdasarkan data spektroskopi atom. Aturan ini menyatakan sebagai berikut.

1. Pengisian elektron ke dalam orbital-orbital yang tingkat energinya sama, misalnya ketiga orbital-p atau kelima orbital-d. Oleh karena itu, elektron-elektron tidak berpasangan sebelum semua orbital dihuni.

2. Elektron-elektron yang menghuni orbital-orbital dengan tingkat energi sama, misalnya orbital pz, px, py. Oleh karena itu, energi paling rendah dicapai jika spin elektron searah.

Prinsip Larangan Pauli

Menurut Wolfgang Pauli, elektron-elektron tidak boleh memiliki empat bilangan kuantum yang sama. Aturan ini disebut Prinsip larangan Pauli. Makna dari larangan Pauli adalah jika elektron-elektron memiliki ketiga bilangan kuantum (n, l, m) sama maka elektron-elektron tersebut tidak boleh berada dalam orbital yang sama pada waktu bersamaan. Akibatnya, setiap orbital hanya dapat dihuni maksimum dua elektron dan arah spinnya harus berlawanan.

Sebagai konsekuensi dari larangan Pauli maka jumlah elektron yang dapat menghuni subkulit s, p, d, f, …, dan seterusnya berturut-turut adalah 2, 6, 10, 14, ..., dan seterusnya. Hal ini sesuai dengan rumus: 2(2 l + 1).

Read more »