Menilik Prinsip Aufbau dan 3 Aturan Konfigurasi Elektron Lainnya
Bilangan kuantum azimut (I)
Merupakan bilangan yang menunjukkan jenis orbital di dalam subkulit. Bilangan kuantum azimut dimulai dari l = 0 (subkulit s), l = 1 (subkulit p), l = 2 (subkulit d), dan l = 3 (subkulit f).
Bilangan kuantum magnetik (m)
merupakan bilangan kuantum yang menyatakan posisi orbital di dalam subkulit. Contoh dari bilangan kuantum magnetik yaitu sebagai berikut.
- m = 0 (0), subkulit s
- m = 1 (-1, 0, 1), subkulit p
- m = 2 (-2, -1, 0, 1, 2), subkulit d
- m = 3 (-3, -2, -1, 0, 1, 2, 3), subkulit f
Bilangan kuantum spin (s)
Merupakan bilangan yang menyatakan posisi elektron di dalam orbital. Jika posisi elektron menghadap ke atas (searah putaran jarum jam), maka dinyatakan sebagai s = +12.
Jika posisinya menghadap ke bawah (berlawanan dengan arah putaran jarum jam), maka dinyatakan sebagai s = -12.
Penggambaran dari keempat bilangan kuantum dalam diagram orbital dinyatakan sebagai berikut.
- Orbital s = maksimal elektron yang dapat diisi yaitu 2
- Orbital p = maksimal elektron yang dapat diisi yaitu 6
- Orbital d = maksimal elektron yang dapat diisi yaitu 10
- Orbital f = maksimal elektron yang dapat diisi yaitu 14
Prinsip Aufbau
Seperti penjelasan sebelumnya, ada empat aturan dalam penulisan konfigurasi elektron. Salah satunya yaitu dengan mengikuti prinsip aufbau.
Menurut prinsip ini, pengisian elektron harus dimulai dari subkulit yang memiliki tingkatan energi dari paling rendah ke tinggi. Setiap subkulit memiliki batas maksimal dalam pengisian elektron, seperti yang telah dijelaskan dalam bilangan kuantum spin.
Setelah orbital dengan energi terendah telah terisi penuh, maka elektron dapat menempati orbital yang memiliki tingkat energi lebih tinggi. Hal tersebut dilakukan seterusnya hingga semua elektron yang ada di dalam suatu atom bisa menempati orbital nya
Aturan Konfigurasi Elektron Lainnya
Selain pirnisip aufbau, ada tiga aturan lainnya dalam penulisan konfigurasi elektron yang perlu Anda ketahui. Berikut pembahasan lengkapnaya di bawah ini.
1. Aturan Hund
Aturan ini dikemukakan oleh seorang ilmuwan asal jerman, yaitu Friedrich Hund. Di dalam aturan ini dijelaskan bahwa pengisian pada orbital dengan tingkat energi yang sama harus didistribusikan secara merata, dimulai dari elektron yang tidak berpasangan.
Setelah semua ruang yang tersedia sudah penuh, barulah akan diisi dengan pasangannya yang memiliki arah spin berlawanan.
2. Larangan Pauli
Larangan ini ditemukan oleh seorang ilmuwan asal Australia yaitu Wolfgang Pauli. Ia menjelaskan bahwa di dalam suatu atom dengan nilai keempat bilangan kuantum yang sama, tidak boleh ada dua elektron.
Alasannya pada setiap orbital juga terdapat bilangan kuantum n,l,m, bedanya yaitu hanya pada kuantum spin atau s. Oleh karena itu, setiap orbital hanya dapat diisi dengan 2 elektron dengan nilai dari bilangan kuantum spin yang berlawanan
Jika elektron ketiga juga dimasukkan maka adalah salah satu elektron sebelumnya dengan spin yang sama.
3. Aturan Penuh Setengah Penuh
Aturan yang terakhir yaitu aturan penuh setengah penuh yang berkaitan erat dengan hibridisasi elektron. Pada aturan ini dijelaskan bahwa elektron lebih cenderung untuk berpindah orbital, jika dapat membentuk susann dari elektron yang lebih stabil.
