Mengenal Aturan Hund dan 3 Aturan Konfigurasi Elektron Lainnya
Konfigurasi elektron merupakan salah satu materi kimia yang diajarkan di bangku SMA. Tidak hanya mempelajari konfigurasi elektron, siswa juga akan mempelajari tentang empat aturan penulisannya dimana salah salah satunya yaitu aturan hund.
Namun sebelum mempelajari materi ini, Anda perlu mengetahui pengertain dan jenis-jenis dari konfigurasi elektron. Simak ulasannya di bawah ini.
Pengertian Konfigurasi Elektron
Dilansir dari laman resmi Quipper Blog, konfigurasi elektron adalah susunan elektron di dalam atom. Susunan dari elektron ini berdasarkan pada kulit atau orbital atom.
Sejatinya, elektron merupakan partikel bermuatan negatif yang berputar mengitari inti atom. Untuk gambaran jelasnya bisa dianalogikan sebagai berikut yaitu inti atom sebagai matahari.dan elektrolit dianalogikan sebagai planet-planet yang berputar mengelilingi matahari tersebut.
Jenis-Jenis Konfigurasi Elektron
Konfigurasi elektron dibagi menjadi dua jenis. Berikut pembahasanya di bawah ini.
1. Konfigurasi Elektron Kulit (Bohr)
Jenis konfigurasi elektron ini ditemukan oleh ilmuwan kimia bernama Niels Bohr. Ini juga merupakan alasan mengapa jenis konfigurasi elektron ini disebut sebagai konfigurasi elektron bohr.
Menurut Bohr, elektron akan bergerak mengelilingi atom pada lintasan tertentu dengan tingkat energi yang berbeda-beda bergantung pada setiap posisi dari lintasannya. Lintasan inilah yang dikenal sebagai kulit atom.
Dalam teori ini juga menjelaskan bahwa konfigurasi elektron harus diisikan energi mulai dari tingkat energi atau kulit terendah. Urutan pengisiannya yaitu untuk kulit pertama yaitu kulit K (n=1) kemudian dilanjutkan kulit L (n=2), M (n=3), N (n=4) hingga seterusnya.
Banyaknya elektron yang mengisi setiap kulit bisa diketahui dengan mengikuti rumus 2.n2 . Contohnya yaitu sebagai berikut. .
- Pada kulit K, maka jumlah elektron yang bisa ditampung yaitu sebanyak, 2.12 = 2
- Pada kulit L, maka jumlah elektron yang bisa ditampung yaitu sebanyak, 2.22 = 8
- Pada kulit M, maka jumlah elektron yang bisa ditampung yaitu sebanyak, 2.32 = 18
- Pada kulit N, maka jumlah elektron yang bisa ditampung yaitu sebanyak, 2.42 = 32, hingga seterusnya.
2. Konfigurasi Elektron Subkulit (Kuantum)
Jenis Konfigurasi elektron ini lebih kompleks dari jenis sebelumnya dimana lebih menekankan adanya kebolehjadian yang bisa ditemukan dalam elektron pada tingkat sub kulit atom.
Pada tingkatan subkulit, terdapat orbital yaitu tempat yang mungkin ditempati oleh elektron. Orbital ini dibagi menjadi empat, yaitu orbital s,p,d,f.
Dalam konfigurasi subkulit ini akan melibatkan empat bilangan kuantum. Berikut di bawah ini penjelasannya
Bilangan kuantum utama (n)
Merupakan penggambaran dari lintasan elektron atau menunjukkan tingkat energi elektron (kulit). Bilangan kuantum utama dimulai dari i n = 1 (kulit K), n = 2 (kulit L), n = 3 (kulit M), n = 4 (kulit N), dan seterusnya.
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
Aturan Hund
Aturan hund 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.
Aturan Konfigurasi Elektron Lainnya
Selain aturan Hund, ada tiga aturan lainnya dalam penulisan konfigurasi elektron yang perlu Anda ketahui. Berikut pembahasan lengkapnaya di bawah ini.
1. 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.
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.
