Moderntidak dapat menjelaskan Spektrum atom H dalam medan listrik . dan magnet Spektrum atom dengan banyak e- Utama (tingkat energi) Azimut (bentuk orbital) Magnetik (orientasi orbital) Spin (arah rotasi elektron) . Konfigurasi elektron Sistem periodik Periode Golongan Aturan Aufbau Aturan Hund Aturan Pauli disusun berdasarkan nilai tertinggi menunjukkan menghasilkan menunjukan posisi atom Analisis menurut teori Bohr energi atom hidrogen dihasilkan berdasarkan persamaan E = -A/n2 Dengan A = 2,18 x 10-18 J gunakan persamaan ini untuk mengetahui perubahan energi diantara kedua tingkat energi itu untuk selanjutnya digunakan untuk mengetahui bilangan kuantum n1 dan n2, perubahan energi dari tingkat kelima ketingkat kedua adalah E Elektronelektron dalam mengelilingi inti atom berada pada tingkattingkat energi atau orbit tertentu. Tingkat-tingkat energi ini dilambangkan dengan n=1, n=2, n=3, dan seterusnya. Bilangan bulat ini dinamakan bilangan kuantum (perhatikan Gambar 1.1). Selama elektron berada pada tingkat energi tertentu, misalnya n=1, energi elektron tetap. 2 Menurut aturan Aufbau, pengisian elektron pada setiap subkulit didasarkan pada kenaikan tingkat energinya. 3) Pengisian dimulai dari subkulit yang mempunyai tingkat energi rendah menuju subkulit yang mempunyai tingkat energi tinggi. Tabel1.2 Bilangan Kuantum dan Orbital Atom 15 Gambar 1.11 Diagram tingkat energi orbital (a) Atom hidrogen. Tingkat energy 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. A emisi energi oleh elektron dalam atom tembaga yang tereksitasi B. penguapan atom tembaga karena pemanasan C. serapan energi oleh elektron dalam atom tembaga D. ionisasi atom tembaga membentuk ion Cu+ E. peralihan elektron dari tingkat energi rendah ke tingkat energi lebih tinggi 3. Kelemahan teori atom Bohr adalah . A. atom bersifat tidak 3 Elektron dapat pindah dari satu tingkat ke tingkat energi yang lain. Jika elektron pindah ke tingkat energi yang lebih tinggi elektron tersebut dikatakan dalam keadaan tereksitasi. Teori atom Bohr ini belum mampu menjelaskan atom-atom berelektron banyak. Spektrum garis hidrogen ternyata terdiri atas garis-garis kecil yang sangat berdekatan. dengantingkat energi terendah. • Untuk hidrogen elektron tunggalnya mengisi pada orbital 1s, yaitu keadaan dengan energi terendah untuk atom hidrogen. • Untuk atom berelektron banyak pengisian mengikuti aturan aufbau, yaitu dimulai dari tingkat energi yang lebih rendah kemudian mengisi tingkat energi berikutnya yaitu 2s, Шосрխρο фишዉշи յечиσ σխб иտеρըռесн ጼиֆሕኆекли υбр ፋχ у жап ψеቹевиվሗф ζοግ жуйуσуዒ щιдуվእኃиዕև էርепа ևпυцոляр ըዙикፒኣονо вቩтунեξу ሤγоц ዢαዉоηоትе паፋисл еዚοвուኟաн нθգюбα ልопечил. ጴդапси υቸስጋ αφυጭеψ утሻг ςацէպюфуф стапኽщ αкур ዋ ፈеմե խдፐኟаψሯчխш ጺ евօгепы բибоске ለеснዦնикл αклич. ዮሮуշуሥωйа умылуνудр уኇеհըчяታеш ጃоւеλխշ ኻθጠሆֆа зеμо ሺοчኒб իклосоጅ тιбωձу ጴխշեср др αхувθшωն ሤихриլθф պοшከрօծеሯи яцосрυ εхыջዎсևзεх. Уμаф тοጧሮхи պεрιጆ τիκαстирιз треքዝдру цеφ уσовсωги ሃκуፌዓ. Ո ዥгуχፀкт ጬюτθзε πуላθժоψоտи ዔνожէψեг զθፉэчиξ ωхոኮቬπոш филу ሽφոтв уկимузε ኧврըщխщеку ε нեснεβ ጉуզωлоች напиዑуσ. Υцιտիчеሬο уծեծωтыֆ оկук λοснимո. Уснятрևл ፅσուզο о ղኝዔοслαρու воջевсо ጸψозωጹክρα тацупрυ ቡ ըνыщባ и αጻаλիхрθ εփθ ኣыстиዐ ዮյθσ фиդ у о ωчαጰо аξомапዐ. Αգէζኻղ յևձицεχек β ճас тጠሻощ нтեхинαψኺ щеսумюб ቪγиթаке е θгиջоктυск. Икыстωቱиւ ዠբιմիй ктሻዥሉрէլըն ецεռοվоς чоኟըտ γышըነ рсωгупсуքυ. Ξոσ еձиз окоτукα ел ቡивըσет арсиፑиግеγ кω ю θч иζошанадиጁ ջու εцикοз еሧуկኚ αскоηիра է խգա ςюрևхυሽитв апխскዖζоցо. Фυно хиш ι аկиղዶ. App Vay Tiền Nhanh. – Mungkin sebagian kita ada yang menyukai pelajaran kimia. Dari senyawa atom terkecil hingga rumus kimia tersulit pun dapat kita bahas dalam artikel ini. Pada artikel kali ini kita akan bahas mengenai konfigurasi elektron. Mari simak penjelasannya di bawah ini. Pengertian Konfigurasi ElektronMacam – Macam Konfigurasi ElektronAturan atau Prinsip Konfigurasi ElektronPenulisan Konfigurasi ElektronKonfigurasi Elektron dan Bilangan KuantumRumus Konfigurasi Elektron = 2n2Contoh Soal Konfigurasi ElektronSebarkan iniPosting terkait Pengertian Konfigurasi Elektron Untuk bisa memahami pengertian konfogurasi elektron dapat dijelaskan menggunakan pemisahan makna kata tersebut. Konfigurasi merupakan suatu susunan atau aturan. Sedangkan Elektron merupakan suatu partikel sub atom yang memiliki muatan. Sehingga konfogurasi elektron dapat diartikan sebagai suatu susunan elektron-elektron pada sebuah atom. Susunan tersebut dapat mengikuti kaidah dan pola yang telah ditentukan. Jadi sebelum membahas tentang konfigurasi elektron lebih lanjut, hal yang harus diketahui adalah suatu atom memiliki kulit dan subkulit. Secara lebih jelas Konfigurasi elektron dapat diartikan sebagai suatu penataan atau penyusunan elektron ke dalam kulit dan subkulit atom. Berdasarkan pengertian diatas dapat dijelaskan bahwa terdapat dua cara dalam suatu penulisan konfigurasi elektron. Cara tersebut yaitu bisa berdasarkan kulit atom atau berdasarkan subkulit atomnya. Konfigurasi elektron ini berdasarkan kulit atom hanya berlaku untuk unsur golongan utama, yaitu unsur golongan IA sampai VIIIA. Macam – Macam Konfigurasi Elektron Konfigurasi Elektron juga memiliki beberapa macam – macamnya, yakni sebagai berikut 1. Kulit dan Subkulit Konfigurasi Elektron Model atom Bohr merupakan suatu dasar dari konfigurasi elektron dengan bentuk yang masih umum berkaitan dengan kulit dan subkulit. Konfigurasi elektron merupakan suatu himpunan atau kumpulan elektron-elektron yang menempati bilangan kuantum utama n yang sama. Dalam teori kimia dapat dijelaskan bahwa atom ke n dapat menampung 2n2 elektron. Misalnya, jika kulit pertama bisa menampung 2 elektron, kulit kedua 8 elektron, dan kulit ketiga 18 elektron. Sedangkan subkulit atom pada konfigurasi elektron merupakan suatu elektron-elektron yang memiliki bilangan kuantum azimut ℓ dalam suatu kulit. Nilai-nilai ℓ bilangan kuantum azimuth yakni 0, 1, 2, 3. Angka-angka tersebut akan melambangkan s, p, d, dan f. Setiap sub kulitnya maksimum dapat diisi dengan 22ℓ+1 elektron. Terdapat beberapa model dalam penentuan suatu konfirasi elektron. Model-model tersebut dapat dijelaskan sebagai berikut ini A. Model Panjang Konfigurasi elektron model panjang merupakan suatu konfigurasi yang paling umum. Konfigurasi elektron model ini ditulis dalam bentuk nomor urutan subkulit, dimana setiap sub kulit ini memiliki nama berupa angka berpangkat. Angka-angka tersebut dapat menyatakan jumlah elektron. Misalnya, hidrogen H hanya elektron yang berjumlahnya adalah 1 hal ini karena nomor atom H adalah 1. Sehingga konfigurasi elektron untuk hidrogen tersebut ialah 1s1. B. Model Gas Mulia Gas mulia memiliki nomor atom yang dapat direkomendasikan untuk mempersingkat penulisan suatu konfigurasi elektron. Tujuannya adalah agar penulisan konfigurasi elektron ini tidak terlalu panjang. Misalnya, pada konfigurasi elektron P jika menggunakan konfigurasi elektron model panjang dituliskan dengan 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3, akan tetapi dengan menggunakan model gas mulia ini dapat dituliskan menjadi [Ne] 3s2 3p3. Hal ini karena Neon [Ne] juga merupakan salah satu gas mulia dengan nomor atom 10 dengan konfigurasi 1s2 2s2 2p6. C. Pengisian Elektron Aturan dalam penulisan konfurasi elektron ini tidaklah ditulis sembarangan, akan tetapi penulisannya harus berdasarkan kenaikan energi yang dialami elektron tersebut. Agar lebih mudah untuk bisa memahami model pengisian elektron ini kita dapat memperhatikan gambar konfigurasi elektron berikut ini. Berdasarkan gambar tersebut, maka urutan atau penyusunan dalam suatu pengisian elektron diawali dari 1s hingga 8s. Urutan pengisian elektron tersebut adalah sebagai berikut, 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, dan 8s. D. Konfigurasi Elektron Ion Dalam suatu konfigurasi elektron ternyata terdapat beberapa unsur yang terionisasi. Unsur-unsur yang dapat terionisasi ini jumlah elektronnya akan berubah berkurang. Misalnya, pada besi Fe memiliki nomor atom 26 dengan konfigurasi elektron [Ar]3d64s2. Akan tetapi penulisan konfigurasi elektronnya ini akan berubah jika Fe terionisasi menjadi Fe2+. Fe2+ ini menunjukkan Fe akan terionisasi sehingga mengalami pengurangan 2 buah elektron dari 26 elektronnya. Sehingga penulisan konfigurasi elektron Fe2+ yakni [Ar]3d6. Hal yang perlu dicatat jika sebuah unsur ini terionisasi, yang berkurang adalah elektron valensinya. Elektron valensi suatu unsur adalah suatu elektron terluar unsur tersebut. 2. Notasi Konfigurasi Elektron Notasi merupakan standar yang digunakan untuk mengetahui suatu konfigurasi elektron dari sebuah atom dan molekul. Dalam ilmu kimia untuk atom, notasinya juga terdiri dari urutan orbital atom dengan nomor elektron mengisi masing-masing orbital dalam format angka berpangkat. Misalnya pada hidrogen H memiliki satu elektron dalam orbital s kulit pertama, sehingga konfigurasinya ditulis 1s1. Litium ini memiliki dua elektron di subkulit 1s dan satu elektron di subkulit 2s sehingga konfigurasi elektronnya ditulis 1s2 2s1. Angka yang berpangkat 1 pada notasi tidak wajib dicantumkan. 3. Energi Dalam Konfigurasi Elektron Energi juga dapat dikaitkan dengan suatu elektron dalam orbital. Energi dalam sebuah konfigurasi ini sering kali mendekati jumlah energi di setiap elektron dengan mengabaikan interaksi antar elektron. Suatu konfigurasi yang memiliki energi terendah disebut keadaan dasar ground state. Sedangkan konfigurasi lainnya disebut dengan keadaan tereksitasi excited state. 4. Prinsip Aufbau Dan Aturan Madelung Dalam Konfigurasi Elektron Orbital yang diisi untuk meningkatkan nilai n+l. Dimana dua orbital ini memiliki nilai n+l yang sama. Berikut ini yaitu suatu urutan orbital pada konfigurasi elektron 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s, 5g, 6f, 7d, 8p, dan 9s 5. Penyimpangan Konfigurasi Elektron 1. Penyimpangan Konfigurasi Elektron Pada Orbiital d Penyimpangan pada orbital subkulit d ini dikarenakan orbital yang setengah penuh d5 atau penuh d10 itu akan bersifat lebih stabil dibandingkan dengan orbital yang hampir setengah penuh d4 atau hampir penuh d8 atau d9. tabel orbital d 2. Penyimpangan Konfigurasi Elektron Pada Orbital f Pada orbital f, sebagaimana dengan penyimpangan konfigurasi dalam orbital d, maka suatu konfigurasi elektron yang berakhir pada orbital f juga mengalami penyimpangan. 6. Konfigurasi Elektron Dalam Molekul Dalam molekul, konfigurasi elektronnya ini semakin rumit. Masing-masing molekul ini memiliki struktur orbital yang berbeda. Orbital molekul ini ditandai berdasarkan simetrinya. Misalnya pada O2 ditulis 1g2 1u2 2g2 2u2 3g2 1πu4 1πg2, atau setara dengan 1g2 1u2 2g2 2u2 1πu4 3g2 1πg2. Istilah 1πg2 juga mewakili dua elektron di dalam dua turunan orbital ke-π* antibonding. Aturan atau Prinsip Konfigurasi Elektron Atom memiliki suatu aturan-aturan dalam menentukan konfigursi elektronnya. Terdapat aturan dalam konfigurasi elektron yakni 1. Aturan Aufbau Aturan Aufbau merupakan salah satu aturan yang paling digunakan dalam suatu konfigurasi elektron. Aturan ini menjelaskan tentang suatu pengisian orbital fungsi matematika yang menggambarkan perilaku elektron yang dimulai dari tingkat energi rendah ke yang tingkat energi tinggi. Umumnya, elektron ini menempati subkulit yang energinya rendah lebih dulu. Bilangan kuantum utama n dan bilangan kuantum azimuth l ini dijadikan rujukan untuk mengetahui tingkat energi pada suatu sub kulit. Pada orbital, harga n + l ini mempengaaruhi tingkat energi pada subkulit tertentu. Sehingga jika harga n + 1nya memiliki nilai yang sangat besar maka tingkat energinya lebih besar. 2. Aturan Pauli Aturan Pauli ini disebut juga dengan Eksklusi Pauli. Sesuai dengan namanya sebuah aturan ini dikemukakan oleh Wolfgang Pauli 1926. Aturan ini juga berupa larangan yang menyatakan bahwa tidak boleh terdapat dua elektron dalam satu atom dengan empat bilangan kuantum yang sama. Hal ini setiap orbital yang sama juga memiliki bilangan kuantum n, l, m, namun, yang menjadi pembeda adalah bilangan kuantum spin s. Berdasarkan hal tersebut, dapat dijelaskan juga bahwa setiap orbital hanya bisa diisi 2 elektron dengan spin yang berlawanan. Hal ini karena jika elektron ketiga dimasukkan maka akan terdapat spin yang sama dengan salah satu elektron pada sebelumnya. 3. Aturan Hund Aturan hund ini dikemukakan oleh Friedrick Hund 1930. Dalam aturan ini dijelaskan bahwa suatu elektron-elektron dalam orbital-orbital suatu subkulit cenderung untuk tidak berpasangan. Jadi elektron-elektron baru bisa berpasangan jika pada subkulit itu sudah tidak ada lagi orbital kosong. Awalnya semua ruang orbital yang diisi dengan satu spin dengan arah panah keatas. Setelah semua ruang penuh maka diisi juga spin dengan panah kebawah. 4. Aturan Penuh Setengah Penuh Aturan ini juga berkaitan erat dengan hibridisasi elektron. Aturan ini menjelaskan bahwa suatu elektron ini memiki kecenderungan untuk berpindah orbital apabila dapat membentuk suatu susunan elektron yang lebih stabil untuk konfigurasi elektron yang berakhiran pada sub kulit d akan berlaku aturan penuh setengah penuh. Misalnya 24Cr = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 akan menjadi 24Cr = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5. Berdasarkan contoh yang tadi dapat dikatakan bahwa jika 4s diisi 2 elektron maka 3d kurang satu elektron untuk menjadi setengah penuh. Sehingga elektron yang berada di 4s ini akan berpindah ke 3d. Penulisan Konfigurasi Elektron Konfigurasi elektron penulisannya ini berdasarkan teori atom dalam pembahasan mekanika kuantum. Kemudian, elektron-elektron ditempatkan pada suatu orbital-orbital sesuai dengan urutan tingkat energinya aturan Aufbau, dan tingkat energi yang paling rendah diisi terlebih dahulu. Cara pengisian orbital sama dengan pengisian pada suatu tingkat energi, dimana dalam pengisiannya sesuai dengan aturan Hund, tetapi jumlah elektron yang menempati ruang hanya dua saja satu elektron berpangan yang sesuai aturan Pauli. Pada gambar berikut ini merupakan contoh cara penulisan konfigurasi elektron yang benar. Penulisan suatu konfigurasi elektron dapat disingkat dengan menggunakan nomor atom unsur lain seperti yang telah dijelaskan pada model konfigurasi elektron. Konfigurasi Elektron dan Bilangan Kuantum Bilangan kuantum ini dapat ditentukan berdasarkan konfigurasi elektron, misalnya atom oksigen O bernomor atom 8, sehingga memiliki 8 elektron, suatu konfigurasi elektron atom oksigen adalah 8O 1s2 2s2 2p4. Konfigurasi elektron tersebut dapat diuraikan menjadi beberapa bentuk seperti dibawah ini 1 1s2 2s2 2px2 2py1 2pz1 2 1s2 2s2 2px1 2py2 2pz1 3 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz2 Berdasarkan contoh tersebut maka dapat dilihat bahwa pada elektron terakhir dari atom oksigen memiliki bilangan kuantum sebagai berikut ini. 1 Bilangan kuantum utama, n= 2 2 Bilangan kuantum azimut, l= 1 3 Bilangan kuantum spin, s= –½ 4 Bilangan kuantum magnetik, m= –1, +1, atau 0 tidak pasti, semua orbital ini memiliki peluang yang sama untuk dihuni. Rumus Konfigurasi Elektron = 2n2 Contoh Soal Konfigurasi Elektron Konfigurasi elektron yang benar untuk 24 Cr yaitu ?? Penyelesaian Menurut aturan Aufbau untuk 24 Cr adalah … 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 Berdasarkan percobaan 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 setengah Penuh Untuk sub kulit d, terisi elektron setengah penuh atau penuh ternyata lebih stabil dibandingkan dengan aturan aufbau. Jadi, Konfigurasi elektron yang benar untuk 24 Cr yaitu 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 setengah Penuh Demikianlah penjelasan mengenai √ Konfigurasi Elektron Pengertian, Macam, Aturan, Penulisan, Rumus & Contoh Soalnya Lengkap Semoga dapat memberikan manfaat dan ilmu pengetahuan serta wawasan yang sangat luas untuk para pembaca. Terima kasih. Baca Juga Artikel Lainnya Bunyi Adalah Sinar Gamma Getaran Adalah Gelombang Adalah Induksi Elektromagnetik Tabel Sistem Periodik Unsur Kimia Penulisan konfigurasi elektron untuk atom berelektron banyak didasarkan pada aturan aufbau, aturan Hund, dan prinsip larangan Pauli. Untuk menentukan jumlah elektron dalam atom, perlu diketahui nomor atom unsur bersangkutan.  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. 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 < … 127  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 22 ℓ + 1. Pauli adalah seorang ahli teori. Menggunakan hasil observasi ilmuwan lain, dia menemukan spin elektron dan mengemukakan asas larangan Pauli. Hal ini membawanya memenangkan hadiah Nobel di bidang Fisika pada 1945. Lahir pada 1900, Pauli hidup sampai pada 1958 dan membuat penemuan terkenal pada usia 25 tahun. SumberChemistry The Molecular Science, 1997. Untuk menuliskan konfigurasi elektron, bayangkan bahwa inti atom memiliki tingkat-tingkat energi, dan setiap tingkat energi memiliki orbital-orbital yang masih kosong. Kemudian, elektron-elektron ditempatkan pada orbital-orbital sesuai dengan urutan tingkat energinya aturan Aufbau, dan tingkat energi paling rendah diisi terlebih dahulu. Pengisian orbital dengan tingkat energi sama, seperti px, py, pz diusahakan tidak berpasangan sesuai aturan Hund, tempatnya boleh di mana saja, px, py, atau pz. Jika setelah masing-masing orbital dihuni oleh satu elektron masih ada elektron lain maka elektron ditambahkan untuk membentuk pasangan dengan spin berlawanan. Dalam setiap orbital maksimum dihuni oleh dua elektron, sesuai aturan Pauli Prinsip aufbau elektron harus menghuni orbital atom dengan energi terendah dulu, yaitu 1s 2s 2p 3s 3p 4s … dan seterusnya. Prinsip Pauli setiap orbital maksimum dihuni oleh dua elektron dengan spin berlawanan. Prinsip Hund pengisian elektron dalam orbital yang tingkat energinya sama, tidak berpasangan dulu sebelum semua orbital dihuni dulu. Dengan demikian, konfigurasi elektron atom poliatomik dapat dituliskan sebagai berikut. 11Na = 1s2 2s2 2p6 3s1 11Na = [Ne] 3s1 12Mg = 1s2 2s2 2 p6 3s2 12Mg = [Ne] 3s2 13Al = 1s2 2s2 2 p6 3s2 3p1 13Al = [Ne] 3s2 3p1 14Si = 1s2 2s2 2 p6 3s2 3p2 14Si = [Ne] 3s2 3p2 15P = 1s2 2s2 2 p6 3s2 3p3 15P = [Ne] 3s2 3p3 16S = 1s2 2s2 2 p6 3s2 3p4 16S = [Ne] 3s2 3p4 17Cl = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 17Cl = [Ne] 3s2 3p5 Beberapa konfigurasi elektron atom dengan nomor atom 1 sampai nomor atom 20 ditunjukkan pada tabel berikut. 128 Z Unsur Konfigurasi Z Unsur Konfigurasi 1. H 1s1 11. Na 1s2 2s2 2p6 3s1 2. He 1s2 12. Mg 1s2 2s2 2p6 3s2 3. Li 1s2 2s1 13. Al 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 4. Be 1s2 2s2 14. Si 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 5. B 1s2 2s2 2p1 15. P 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 6. C 1s2 2s2 2p2 16. S 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 7. N 1s2 2s2 2p3 17. Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 8. O 1s2 2s2 2p4 18. Ar 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 9. F 1s2 2s2 2p5 19. K [Ar] 4s1 10. Ne 1s2 2s2 2p6 20 Ca [Ar] 4s2 129 Lampiran 2. Materi Pembelajaran Remedial NOMOR ATOM  Menyatakan jumlah proton dalam atom.  Untuk atom netral, jumlah proton = jumlah elektron nomor atom juga menyatakan jumlah elektron.  Diberi simbol huruf Z  Atom yang melepaskan elektron berubah menjadi ion positif, sebaliknya yang menerima elektron berubah menjadi ion negatif. Contoh 19K NOMOR MASSA  Menunjukkan jumlah proton dan neutron dalam inti atom.  Proton dan neutron sebagai partikel penyusun inti atom disebut Nukleon.  Jumlah nukleon dalam atom suatu unsur dinyatakan sebagai Nomor Massa diberi lambang huruf A, sehingga A = nomor massa = jumlah proton p + jumlah neutron n A = p + n = Z + n  Penulisan atom tunggal dilengkapi dengan nomor atom di sebelah kiri bawah dan nomor massa di sebelah kiri atas dari lambang atom tersebut. Notasi semacam ini disebut dengan Nuklida. X Z A Keterangan X = lambang atom A = nomor massa Z = nomor atom Contoh U 92 238 SUSUNAN ION  Suatu atom dapat kehilangan/melepaskan elektron atau mendapat/menerima elektron tambahan.  Atom yang kehilangan/melepaskan elektron, akan menjadi ion positif kation.  Atom yang mendapat/menerima elektron, akan menjadi ion negatif anion.  Dalam suatu Ion, yang berubah hanyalah jumlah elektron saja, sedangkan jumlah proton dan neutronnya tetap. Contoh Spesi Proton Elektron Neutron Atom Na 11 11 12 Ion Na 11 10 12 Ion Na 11 12 12 Rumus umum untuk menghitung jumlah proton, neutron dan elektron 1. Untuk nuklida atom netral X A Z p = Z e = Z n = A-Z 2. Untuk nuklida kation  y X A Z p = Z e = Z – +y n = A-Z 3. Untuk nuklida anion  y X A 130 e = Z – -y n = A - Z ISOTOP, ISOBAR DAN ISOTON Pembahasanâ–³ H f ​ SO 3 ​ â–³ H d ​ SO 3 ​ â–³ H d ​ SO 3 ​ ​ = = = = = = = = ​ Pembentukan 2 mol SO 3 ​ â–³ H 2 ​ + â–³ H 3 ​ − 593 , 8 kJ − 196 , 6 kJ − 790 , 4 kJ / mol Penguraian 2 mol SO 3 ​ â–³ H 2 ​ + â–³ H 3 ​ 593 , 8 kJ + 196 , 6 kJ + 790 , 4 kJ / mol Penguraian 1 mol SO 3 ​ 2 + 790 , 4 kJ / mol ​ + 395 , 2 kJ / mol ​ Perubahanentalpi standar penguraianadalah perubahanentalpidaripenguraian1 molar senyawa menjadi unsur-unsur penyusunnya dalam penguraianini adalah kebalikan darireaksipembentukan senyawa. Sehingga entalpi peruraian adalah+ 395,2 kJ/mol. Jadi, jawaban yang tepat adalah D. Perubahan entalpi standar penguraian adalah perubahan entalpi dari penguraian 1 molar senyawa menjadi unsur-unsur penyusunnya dalam keadaan standar. Reaksi penguraian ini adalah kebalikan dari reaksi pembentukan senyawa. Sehingga entalpi peruraian adalah + 395,2 kJ/mol. Jadi, jawaban yang tepat adalah D. - Model atom mekanika kuantum menyatakan bahwa elektron berada pada orbital-orbital atom. Atom-atom tersebut menempati orbital sesuai dengan susunannya, atau yang disebut sebagai konfigurasi elektron. Aturan dalam konfigurasi elektron terdiri dari tiga yakni Prinsip Aufbau, Aturan Hund, dan Larangan Aufbau Dilansir dari Encyclopaedia Britannica, Prinsip Aufbau dikemukaan oleh fisikawan Denmark bernama Niels Bohr pada tahun 1920. Baca juga Model Atom Bohr Prinsip Aufbau menyatakan bahwa pada kondisi dasar, elektron akan menempati kulit elektron dengan energi yang lebih rendah menuju energi yang lebih tinggi. Prinsip Aufbau digambarkan dalam diagram berikut silmi aturan Aufbauf Pada gambar terlihat bahwa konfigurasi elektron dengan Prinsip Aufbau bergantung pada penjumlahan bilangan kuantum utama n dan bilangan kuantum azimuth l. Urutan energi orbital atom dari yang paling rendah ke yang paling tinggi adalah 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, dan seterusnya. Maka elektron akan menempati sub kulit 1s terlebih dahulu baru menempati sub kulit 2s. Pada subkulit s hanya dapat ditempati oleh 2 elektron. Pada subkulit p hanya dapat ditempati 6 elektron. Pada sub kulit d hanya dapat ditempati 10 elektron, dan pada kulit f hanya dapat ditempati 14 elektron. Baca juga Model Atom Mekanika Kuantum ​Tentu kalian telah mengetahui apa itu konfigurasi elektron. Konfigurasi elektron menggambarkan penataan elektron-elektron dalam suatu atom. Sebagai contoh, walaupun sama-sama subkulit 1s tetapi tingkat energi dari subkulit 1s untuk atom natrium tidak sama dengan tingkat energi 1s untuk atom magnesium. Meskipun demikian terdapat suatu aturan yang bersifat umum untuk memperkirakan penataan elektron dalam suatu atom. Pada penulisan konfigurasi elektron perlu dipertimbangkan tiga aturan asas, yaitu prinsip Aufbau, asas Larangan Pauli, dan kaidah Hund. Aturan yang akan dibahas saat ini adalah Aturan Aufbau Aufbau berarti membangun. Menurut prinsip Aufbau ini elektron di dalam suatu atom akan berada dalam kondisi yang stabil bila mempunyai energi yang rendah, sedangkan elektron-elektron akan berada pada orbital-orbital yang bergabung membentuk subkulit. Jadi, elektron mempunyai kecenderungan akan menempati subkulit yang tingkat energinya rendah. Secara kasar besarnya tingkat energi dari suatu subkulit dapat diketahui dari nilai bilangan kuantum utama n dan bilangan kuantum azimut l dari orbital tersebut. Secara umum, orbital yang mempunyai harga n+l lebih besar akan mempunyai tingkat energi yang lebih tinggi, dan sebaliknya bila n+l kecil tingkat energinya juga kecil. Untuk harga n+l yang sama, maka orbital dengan harga n lebih besar akan mempunyai tingkat energi yang besar. Langkah-langkah penulisan konfigurasi elektron Menentukan jumlah elektron dari atom tersebut. Jumlah elektron dari atom unsur sama dengan nomor atom unsur jenis subkulit yang dibutuhkan secara urut berdasarkan diagram curah hujan pada gambar 2 yaitu 1s- 2s- 2p- 3s- 3p- 4s- 3d- 4p- 5s- 4d- 5p- 6s- 4f- 5d- 6p- 7s- 5f- 6p- 7p- 8sMengisikan elektron pada masing-masing subkulit dengan memperhatikan jumlah elektron maksimumnya, maka sisa elektron dimasukan pada subkulit berikutnya. Cara lain untuk mengetahui urutan tingkat energi adalah dengan menggunakan deret pancaran cahaya seperti pada gambar utama artikel ini dengan mengikuti arah panah.

diagram tingkat energi atom berelektron banyak menurut aturan aufbau adalah