Teori mekanika kuantum dan konfigurasi elektron

Era fisika modern di mulai pada tahun 1900 oleh Max Planck, seorang ilmuwan berkebangsaan Jerman. Pada saat menganalisis data radiasi yang diemisikan oleh zat padat yang dipanaskan pada berbagai temperatur, Planck menemukan bahwa atom dan molekul mengemisi (melepaskan) energi hanya dalam jumlah tertentu (diskrit) yang dikenal dengan istilah kuanta. Hal ini mendobrak asumsi lama yang diyakini oleh para fisikawan bahwa energi bersifat kontinue dan energi dapat dilepaskan dalam jumlah yang bebas  pada proses radiasi.
Pada tahun 1873, James Clerk Maxwell menemukan bahwa cahaya tampak (visible light) merupakan bagian dari gelombang elektromagnetik.  Menurut Maxwell, gelombang elektromagnetik dibangkitkan dari dua komponen, yaitu perpaduan antara komponen medan listik dan medan magnet yang saling tegak lurus satu sama lainnya. Dengan demikian, radiasi yang dihasilkan oleh benda panas merupakan radiasi elektromagnetik, yaitu emisi dan transmisi energi dalam bentuk gelombang elektromagnetik. Kecepatan rambat gelombang elektromagnetik sama dengan kecepatan cahaya, yaitu 3,00 x 10⁸ m/s.
Fisika klasik mengasumsikan bahwa atom dan molekul dapat mengemisi atau mengabsorbsi energi radiasi dalam jumlah yang bebas . Akan tetapi, Planck justru mengatakan bahwa atom dan molekul hanya dapat mengemisi atau mengabsorbsi energi dalam jmulah tertentu (diskret). Planck memunculkan istilah kuantum untuk mendefinisikan jumlah energi terkecil yang dapat diemisi atau diabsorbsi dalam bentuk gelombang elektromagnetik.
Energi untuk tiap paket energi (kuantum) didefiniskan dalam persamaan berikut:

E = hυ    atau    E = hc/λ

h = konstanta Planck = 6,63 x 10^-34 J.s
υ = frekuensi radiasi
c = kecepatan cahaya = 3,00 x 10⁸ m/s
λ = panjang gelombang radiasi


Berdasarkan teori kuantum, energi selalu diemisi atau diabsorbsi sebesar kelipatan bilangan bulat dari hυ, seperti 2hυ, 3hυ, 4hυ,…, dan tidak pernah berbentuk bilangan desimal, seperti 1,23 hυ atau 5,67 hυ.
Hal ini menarik perhatian Albert Einstein, seorang ilmuwan berkebangsaan Jerman. Pada tahun 1905, Einstein mempelajari efek fotolistrik, suatu fenomena dimana elektron dilepaskan dari permukaan suatu logam setelah menerima sejumlah radiasi (cahaya) yang sesuai dengan frekuensi ambang logam tersebut. Frekuensi ambang (threshold frequency) adalah batas minimum frekuensi (energi) yang diperlukan untuk melepaskan elektron dari permukaan logam. Di bawah frekuensi ambang, tidak ada elektron yang dapat dilepaskan.  Einstein berkesimpulan bahwa cahaya tersusun dari paket-paket energi diskret yang diberi nama foton. Masing-masing foton memiliki energi sesuai dengan frekuensinya. Persamaan energi foton Einstein adalah sebagai berikut:

E = hυ    atau    E = hc/λ

Bila digunakan radiasi dengan frekuensi tinggi, maka sebagian energi akan digunakan untuk melepaskan elektron dari permukaan logam, sementara sisa energi akan berubah mejadi energi kinetik elektron (sehingga kita dapat menghitung kecepatan elektron saat dilepaskan dari permukaan logam). Hubungan antara radiasi yang diberikan, frekuensi ambang, dan energi kinetik, dapat dinyatakan dalam persamaan berikut:

KE = hυ – BE    atau    hυ = KE + BE

KE = energi kinetik elektron saat lepas dari permukaan logam
hυ = energi radiasi yang diberikan pada permukaan logam
BE = binding energy, energi ikat elektron pada permukaan logam
Model atom Bohr dapat digunakan dengan baik untuk atom yang sangat sederhana seperti atom hidrogen, tetapi tidak untuk atom yang lebih kompleks. Dengan demikian, dikembangkanlah satu model struktur atom yang lebih rumit dengan model mekanika kuantum.
Model mekanika kuantum bersandar pada teori kuantum, yang menyatakan bahwa materi memiliki sifat-sifat yang sama seperti gelombang (Hukum De Broglie). Menurut teori kuantum, letak (posisi) dan momentum (kecepatan dan arah) suatu elektron pada satu waktu tidak mungkin diketahui dengan pasti (prinsip ketidakpastian Heisenberg).  Jadi, lingkaran Bohr yang pasti harus digantikan dengan orbital (awan elektron), yaitu volume ruang yang kemungkinan besar terdapat elektron. Dengan kata lain, kepastian diganti dengan kebolehjadian (probabilitas).
Melalui persamaan Schrodinger, distribusi elektron di dalam atom dapat ditunjukkan melalui seperangkat bilangan kuantum. Dalam mekanika kuantum, tiga bilangan kuantum digunakan untuk menentukan distribusi elektron di dalam atom, sedangkan bilangan kuantum ke-4 digunakan untuk menunjukkan rotasi (spin) elektron di dalam atom.
Keempat bilangan kuantum  yang digunakan adalah sebagai berikut:
1. Bilangan kuantum utama (n) → kulit
Memiliki harga n = 1,2,3,4,…
Menjelaskan tingkat energi orbital dan ukuran orbital
n = 1 (kulit K); n = 2 (kulit L), n = 3 (kulit M); n = 4 (kulit N); …
Jumlah elektron maksimum pada masing-masing kulit adalah 2n²
2.  Bilangan kuantum azimuth atau angular momentum (l) → subkulit
Memiliki harga l = 0,1,2,…,(n-1)
Menjelaskan bentuk orbital
l = 0 (subkulit s); l = 1 (subkulit p); l = 2 (subkulit d); l = 3 (subkulit f);…
n = 1,maka  l = 0
n = 2, maka l = 0 dan 1
n = 3, maka l = 0, 1, dan 2
n = 4, maka l = 0, 1,2, dan 3
Jumlah subkulit yang terdapat pada kulit ke-n adalah n subkulit
3. Bilangan kuantum magnetik (m_l) → orbital
Memiliki harga m_l = -l, (-l + 1),…, 0,…, (+l +1), +l
Menjelaskan orientasi elektron (letak elektron dalam orbital)
l = 0, maka m_l = 0 (1 orbital)
l = 1, maka m_l = -1, 0, dan +1 (3 orbital)
l = 2, maka m_l = -2, -1, 0, +1, dan +2 (5 orbital)
l = 3, maka m_l = -3, -2, -1, 0, +1, +2, dan +3 (7 orbital)
Untuk tiap nilai l, akan terdapat (2l + 1) orbital
4. Bilangan kuantum spin (m_s) → rotasi elektron
Memiliki harga m_s = + ½ atau m_s = – ½
Menjelaskan spin elektron dalam orbital
Masing-masing orbital maksimum hanya dapat ditempati oleh dua elektron dengan spin yang berlawanan (Azas Larangan Pauli)
Bilangan kuantum dapat digunakan dalam menyatakan distribusi elektron di dalam atom. Melalui diagram energi dan konfigurasi elektron, para kimiawan dapat menunjukkan tingkat energi subkulit dan orbital yang ditempati oleh elektron pada atom tertentu.  Dalam penulisan konfigurasi elektron suatu atom, terdapat tiga aturan yang harus ditaati, antara lain:
1. Aturan Aufbau
Elektron akan mulai mengisi dari tingkat energi terendah yang kosong terlebih dahulu menuju tingkat energi yang lebih tinggi. Urutan pengisian elektron adalah sebagai berikut:
1s < 2s < 2p <3s < 3p <4s < 3d < 4p <5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d < 7p < 8s
2. Kaidah Hund
Bila terdapat lebih dari satu orbital pada tingkat energi tertentu (seperti 3p atau 4d), hanya satu elektron yang akan mengisi tiap orbital sampai setiap orbital terisi oleh satu elektron; kemudian elektron akan mulai membentuk pasangan pada setiap orbital tadi.
3. Azas Larangan Pauli
Tidak ada dua elektron yang memiliki keempat bilangan kuantum sama dalam orbital yang sama.  Artinya, apabila dua elektron memiliki nilai n, l, dan m_l yang sama ( berada dalam orbital yang sama), maka nilai m_s kedua elektron harus berbeda.
Berikut diberikan beberapa contoh penulisan konfigurasi elektron atom maupun ion:
₈O : 1s² 2s² 2p⁴
₈O^2- : 1s² 2s² 2p⁶
₁₅P : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³
₁₅P^3- : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶
₂₆Fe : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶
₂₆Fe²⁺ : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s⁰ 3d⁶
₂₈Ni : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁸
₂₈Ni³⁺ : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s⁰ 3d⁷
₃₇Rb : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s¹
₃₇Rb⁺ : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s⁰
(PS: elektron yang dilepaskan terlebih dahulu adalah elektron pada kulit terluar, bukan subkulit terluar)
Penyimpangan pengisian konfigurasi elektron terjadi pada golongan VI B dan I B. Konfigurasi valensi ns² (n-1)d⁴ diubah menjadi ns¹ (n-1)d⁵ (konfigurasi subkulit d setengah penuh). Sementara konfigurasi valensi ns² (n-1)d⁹ diubah menjadi ns¹ (n-1)d¹⁰ (konfigurasi subkulit d penuh).
Berdasarkan konfigurasi elektron, unsur-unsur dapat dikelompokkan menjadi empat blok, yaitu:

1. Blok s : unsur dengan elektron terakhir pada subkulit s
2. Blok p : unsur dengan elektron terakhir pada subkulit p
3. Blok d : unsur dengan elektron terakhir pada subkulit d
4. Blok f : unsur dengan elektron terakhir pada subkulit f

Konfigurasi elektron dapat digunakan untuk menentukan letak suatu unsur dalam tabel periodik. Periode suatu unsur ditentukan oleh bilangan kuantum terbesar yang ditempati oleh elektron pada unsur  tersebut, sedangkan golongan ditentukan oleh jumlah elektron valensi unsur tersebut. Berikut diberikan rangkuman tabel mengenai golongan unsur dalam tabel periodik:

Golongan Utama (A)		Golongan Transisi (B)
IA	ns1	IIIB	ns2 (n-1)d1
IIA	ns2 (kecuali He)	IVB	ns2 (n-1)d2
IIIA	ns2 np1	VB	ns2 (n-1)d3
IVA	ns2 np2	VIB	ns1 (n-1)d5
VA	ns2 np3	VIIB	ns2 (n-1)d5
VIA	ns2 np4	VIIIB	ns2 (n-1)d6,7,8
VIIA	ns2 np5	IB	ns1 (n-1)d10
VIIIA	ns2 np6	IIB	ns2 (n-1)d10

Berikut beberapa contoh penentuan golongan dan periode unsur  dalam tabel periodik:
₂₀Ca : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s²
Kulit valensi : 4s²
Periode 4/ Golongan IIA
₃₀Zn : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰
Kulit valensi : 4s² 3d¹⁰
Periode 4/ Golongan IIB
₂₄Cr : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d⁵
Kulit valensi : 4s¹ 3d⁵
Periode 4/ Golongan VIB
₃₆Kr : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶
Kulit valensi : 4s² 4p⁶
Periode 4/ golongan VIIIA
Referensi:
Andy. 2009. Pre-College Chemistry.
Chang, Raymond. 2007. Chemistry Ninth Edition. New York: Mc Graw Hill.
Moore, John T. 2003. Kimia For Dummies. Indonesia:Pakar Raya.

Posted in: Materi Kimia SMA XI