Ini dikenal sebagai konfigurasi elektron atom , distribusi elektron atom dalam orbital. Jika konfigurasi elektronnya adalah yang memiliki energi paling rendah, maka disebut konfigurasi elektron fundamental.
Konfigurasi elektronik dasar dicapai, dalam praktiknya, dari tiga aturan atau prinsip:
- aturan konstruksi
- Prinsip Pengecualian Pauli
- Aturan Hund untuk multiplisitas maksimum
Aturan konstruksi:
Aturan ini juga dikenal sebagai prinsip energi terkecil atau Aufbau, dan menyatakan bahwa:
Konfigurasi elektronik dasar dicapai dengan menempatkan elektron satu per satu dalam orbital berbeda yang tersedia untuk atom, yang disusun dalam urutan energi yang meningkat.
Aturan Pengecualian Pauli:
Wolfgang Ernst Pauli, didirikan pada tahun 1925, prinsip pengecualiannya yang terkenal, yang mengatakan bahwa:
Dua elektron dari atom yang sama tidak dapat memiliki empat bilangan kuantum yang sama.
Karena setiap orbital didefinisikan oleh bilangan kuantum n, l, dan m, hanya ada dua kemungkinan ms = -1/2 dan ms = +1/2, yang secara fisik mencerminkan bahwa setiap orbital dapat berisi maksimal dua elektron, dan harus Ini memiliki spin berlawanan (elektron tidak berpasangan).
Jumlah elektron di setiap sublevel biasanya ditulis dalam bentuk singkatan dengan menggunakan superscript. Jadi, misalnya, 2p ^ 3, menunjukkan bahwa dalam set orbital 2p, ada tiga elektron dalam kasus ini, tetapi distribusi yang ada di antara mereka tidak dilaporkan.
Aturan multiplisitas maksimum Hund:
Aturan ini mengatakan bahwa ketika ada beberapa elektron yang menempati orbital terdegenerasi, dengan energi yang sama, mereka akan melakukannya di orbital yang berbeda dan dengan putaran paralel, bila memungkinkan.
Karena elektron-elektron saling tolak-menolak, konfigurasi energi minimum adalah konfigurasi yang memiliki elektron-elektron sejauh mungkin dari satu sama lain, dan itulah sebabnya mereka didistribusikan secara terpisah sebelum dua elektron menempati orbital yang sama.
Jadi misalnya, jika kita harus menempatkan tiga elektron di orbital 2p, kita akan melakukannya tidak berpasangan :
2p ^ 3 →
di mana panah mewakili elektron. Ketika panah ke atas, itu adalah ms = +1/2, dan sebaliknya jika panah ke bawah. Setiap panah berada pada sublevel yang berbeda.
Hal ini juga umum untuk mewakili spin elektron tunggal dalam orbital dengan panah atas.
Di sisi lain, jika ada sekitar empat elektron dalam orbital 2p, dua di antaranya akan dinyatakan tidak berpasangan, dan dua lainnya akan tetap berpasangan :
2p ^ 4 →
Aturan multiplisitas maksimum Hund sangat sesuai dengan sifat magnetik yang dimiliki materi: paramagnetisme dan diamagnetisme .
- Ada zat, yang dikenal sebagai paramagnetik, yang tertarik pada magnet.
- Zat lain, yang diamagnetik, tidak tertarik oleh magnet, bahkan dapat ditolak dengan lemah.
Penyebab perilaku ini harus dicari dalam studi spin elektron:
- Jika elektron tidak berpasangan, mereka akan menghadirkan putaran yang sama, oleh karena itu, mereka akan memiliki medan magnet bersih yang, ketika berinteraksi dengan medan magnet magnet, akan menyebabkan gaya tarik menarik, yang juga dikenal sebagai magnetisme.
- Jika elektron dipasangkan, mereka memiliki spin yang berlawanan, sehingga tidak akan ada medan magnet bersih. Dalam hal ini, fenomena diamagnetisme terjadi.
Sebagai contoh:
Karbon, dengan nomor atom Z = 6, adalah zat paramagnetik, seperti yang diprediksi oleh konfigurasi elektroniknya, dengan elektron yang tidak berpasangan:
Z = 6 → 1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 2 → ↑ ↑ _
Stabilitas sublevel juga harus diperhitungkan saat penuh atau setengah terisi .
Model mekanika kuantum memberikan prediksi bahwa sublevel penuh dan setengah terisi memberi atom secara keseluruhan stabilitas tambahan, yang memiliki beberapa pengecualian dalam konfigurasi elektron unsur.
Tentu saja, beberapa unsur transisi dan transisi internal memiliki konfigurasi elektronik yang berbeda dari yang diharapkan mengikuti aturan dan prinsip yang disebutkan sejauh ini.
Contoh:
Kromium, dengan Z = 24, memiliki konfigurasi elektron:
1d ^ 2 (↑ ) 2d ^ 2 (↑ ↓) 2p ^ 6 (↑ ) 3d ^ 2 (↑ ) 4d ^ 1 (↑) 3d ^ 5, (↑↑↑↑↑).
Tetapi konfigurasi yang Anda harapkan mengikuti aturan yang dijelaskan di atas adalah:
1d ^ 2 (↑ ) 2d ^ 2 (↑ ) 2p ^ 6 (↑ ) 3d ^ 2 (↑ ) 4d ^ 2 (↑ ) 3d ^ 4 (↑↑↑↑ _)
Ini karena struktur elektronik dengan enam elektron dalam sublevel setengah terisi atau penuh lebih stabil daripada ketika hanya memiliki dua elektron.
Untuk mendapatkan enam elektron dalam sublevel setengah terisi, salah satu elektron harus menempati sublevel 3d, alih-alih menempati 4s, 3d memiliki energi yang lebih besar daripada 4s. Fakta ini dijelaskan dengan mengacu pada perbedaan energi kecil yang dikompensasi oleh stabilitas yang lebih besar yang dicapai oleh atom.