KONFIGURASI ELEKTRON BERDASARKAN TEORI ATOM MEKANIKA KUANTUM
Summary
TLDRThis video delves into electron configuration based on quantum mechanical theory. It explains how electrons occupy shells and subshells within an atom, detailing the different types of subshells (s, p, d, f) and their electron capacities. The video also introduces important rules like the Aufbau principle, Hund’s rule, and Pauli's exclusion principle, which guide electron distribution across orbitals. Several examples, including phosphorus, chromium, and copper atoms, illustrate how electron configurations are determined and why certain configurations are more stable. The video further discusses simplifying electron configurations using noble gas notation.
Takeaways
- 🔬 The video explains electron configuration based on quantum mechanics.
- ⚛️ Electrons in an atom occupy shells, which consist of subshells, and subshells contain orbitals.
- 🔢 For phosphorus (atomic number 15), its electron configuration is 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵, with the last 3p indicating it has five electrons in the third shell's p subshell.
- 🌀 The Aufbau principle states that electrons fill lower energy subshells first before moving to higher energy subshells.
- 📉 Subshells fill in a specific energy order: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, and so on.
- 🎯 Hund's rule: electrons occupy orbitals singly first, then pair up, with opposite spins, when all orbitals in a subshell have one electron.
- 🚫 Pauli's exclusion principle: no two electrons can have the same set of four quantum numbers in the same orbital.
- 🔄 Half-filled and fully filled subshells are more stable, leading to electron shifts for stability, like in chromium or copper.
- ⚙️ Electron configurations can be abbreviated using noble gases, such as writing [Ne] for neon or [Ar] for argon.
- 🧪 Example configurations were provided for elements like carbon, neon, chlorine, calcium, and titanium, illustrating the rules.
Q & A
What is the significance of the electron configuration for phosphorus with an atomic number of 15?
-The electron configuration of phosphorus (atomic number 15) is written as 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5. This configuration shows that phosphorus has electrons in three shells, with the last shell containing five electrons in the 3p sublevel. The 3 indicates the third shell, p represents the sublevel, and 5 shows the number of electrons in this sublevel.
How are sublevels and orbitals structured within an electron configuration?
-In electron configurations, sublevels (s, p, d, f) are part of a shell. Each sublevel contains orbitals, and each orbital can hold a maximum of two electrons. For example, the s sublevel has one orbital, the p sublevel has three orbitals, the d sublevel has five orbitals, and the f sublevel has seven orbitals.
What is the Aufbau principle in quantum mechanics, and how does it relate to electron configuration?
-The Aufbau principle states that electrons occupy the lowest energy sublevels first before moving to higher ones. This helps determine the order in which electrons are filled in an atom's electron configuration, ensuring that the atom achieves the lowest possible energy state.
How can we determine the energy levels of sublevels using the Aufbau principle?
-To determine the energy levels of sublevels, one can use the diagonal rule or energy diagram. This starts with the 1s sublevel, followed by 2s, 2p, 3s, 3p, and so on. Electrons fill the sublevels in increasing order of energy, ensuring the atom remains at its lowest energy configuration.
What does Hund's rule state about filling orbitals within a sublevel?
-Hund's rule states that electrons will fill orbitals in a sublevel singly before pairing up. This means that if there are multiple orbitals within a sublevel (like the p sublevel), each orbital will receive one electron before any orbital gets a second electron, and these unpaired electrons will have parallel spins.
What is the Pauli Exclusion Principle, and how does it limit the arrangement of electrons in orbitals?
-The Pauli Exclusion Principle states that no two electrons in an atom can have the same set of four quantum numbers. As a result, each orbital can hold a maximum of two electrons, and these electrons must have opposite spins.
What is meant by the 'half-filled and fully filled sublevel stability' rule?
-According to the 'half-filled and fully filled sublevel stability' rule, atoms with half-filled or fully filled sublevels are more stable than those that are not. This leads to some exceptions in electron configurations, where electrons shift from one sublevel to another to achieve this more stable arrangement, as seen in elements like chromium and copper.
Why is the electron configuration for chromium unusual?
-Chromium (atomic number 24) has an unusual electron configuration due to the half-filled and fully filled sublevel stability rule. Instead of following the expected configuration of 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4, one electron from the 4s sublevel shifts to the 3d sublevel, resulting in a configuration of 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5, making both the 4s and 3d sublevels more stable.
What is a noble gas configuration, and how is it used to simplify electron configurations?
-A noble gas configuration is a shorthand way of writing electron configurations by using the electron configuration of the nearest noble gas as a starting point. For example, magnesium (atomic number 12) has the electron configuration [Ne] 3s2, where [Ne] represents the electron configuration of neon (1s2 2s2 2p6), simplifying the notation.
How does the electron configuration of copper illustrate the 'full and half-full sublevel stability' rule?
-Copper (atomic number 29) normally would be expected to have the configuration 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9, but to achieve a more stable configuration, one electron from the 4s sublevel shifts to the 3d sublevel, resulting in a configuration of 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10. This fully fills the 3d sublevel, increasing the atom's stability.
Outlines
🔬 Introduction to Electron Configuration and Quantum Mechanics
This paragraph introduces the topic of electron configuration based on quantum mechanics. It revisits the Bohr atomic model, quantum numbers, and explains how electrons are arranged within shells and subshells. Using phosphorus as an example, the author describes how electrons fill orbitals, highlighting the structure of shells (1s, 2s, 2p, 3s, 3p) and explaining how each subshell can hold a specific number of electrons (s holds 2, p holds 6, d holds 10, and f holds 14). This foundational concept sets the stage for further discussion on electron arrangements.
🔄 Aufbau Principle and Energy Levels in Electron Configuration
This paragraph delves into the Aufbau principle, explaining how electrons fill subshells starting with the lowest energy level. It describes a diagram used to visualize the order of subshell filling (e.g., 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, etc.) and how this process ensures an atom reaches its lowest energy state. The sequence of subshell filling is detailed, emphasizing that higher energy subshells are filled after lower ones. This section sets up the rules that guide electron distribution in atoms.
⚖️ Hund’s Rule and Pauli Exclusion Principle
The focus shifts to Hund's rule, which explains that within a subshell, electrons fill orbitals singly before pairing up, with parallel spins. The paragraph uses phosphorus as an example, illustrating how orbitals in subshells like 1s, 2s, and 2p are filled. It then introduces the Pauli Exclusion Principle, emphasizing that no two electrons can have identical quantum numbers, hence they must have opposite spins within the same orbital. This section highlights critical principles governing electron arrangement in atoms.
⚛️ Full and Half-Filled Orbitals for Stability
This section introduces the concept that atoms with full or half-filled orbitals are more stable. Using chromium as an example, the paragraph explains how one electron from the 4s orbital moves to the 3d orbital to achieve a more stable, half-filled configuration (4s1 3d5). This adjustment illustrates how atoms naturally strive for stability through electron rearrangement, even if it means deviating from the typical electron-filling order.
🧪 Electron Configurations of Various Atoms
This paragraph provides examples of electron configurations for specific atoms, including carbon, neon, chlorine, calcium, and copper. Each atom's configuration is determined by following the Aufbau principle, and the paragraph illustrates how certain configurations can be simplified by focusing on valence electrons. Special attention is given to copper, where one electron moves from the 4s orbital to the 3d orbital to maintain a stable configuration (4s1 3d10). The examples reinforce the electron-filling rules introduced earlier.
✨ Noble Gas Configuration and Electron Configuration Simplification
This final section explains how electron configurations can be simplified using noble gas notation. It provides examples, such as magnesium (with the electron configuration of neon followed by 3s2) and titanium (with the electron configuration of argon followed by 4s2 3d2). The use of noble gas configuration allows for a more concise representation of electron arrangements, focusing on valence electrons, which are most important in chemical reactions. This paragraph wraps up the discussion by summarizing key points related to electron configuration.
Mindmap
Keywords
💡Bohr's Atomic Theory
💡Quantum Mechanical Model
💡Electron Configuration
💡Subshell
💡Aufbau Principle
💡Hund's Rule
💡Pauli Exclusion Principle
💡Half-filled Orbitals
💡Valence Electrons
💡Noble Gas Configuration
Highlights
Introduction to electron configuration based on quantum mechanical theory.
Overview of the structure of shells, subshells, and orbitals in an atom.
Example of electron configuration for phosphorus (atomic number 15) with 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵.
Explanation of quantum numbers: the number 3 indicates the shell, 'p' refers to the subshell, and 5 indicates the number of electrons in the subshell.
Overview of different subshells (s, p, d, f) and their maximum electron capacities.
Discussion of key rules in quantum electron configuration: Aufbau principle, Hund's rule, Pauli exclusion principle, and full/half-full subshell stability.
Aufbau principle: Electrons fill subshells from lower to higher energy levels to achieve the lowest energy state.
Hund's rule: Electrons occupy orbitals singly first, with parallel spins, before pairing.
Pauli exclusion principle: No two electrons can have the same set of four quantum numbers, leading to a limit of two electrons per orbital with opposite spins.
Subshell energy level diagram to explain electron filling order for s, p, d, and f subshells.
Explanation of orbital diagrams for phosphorus, showing electron distribution across s and p orbitals.
Full and half-full subshell rule: Subshells with full or half-full configurations are more stable.
Example of chromium (atomic number 24) electron configuration adjustment for stability: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹3d⁵.
Electron configuration examples for other elements: carbon (1s²2s²2p²), neon (1s²2s²2p⁶), chlorine (1s²2s²2p⁶3s²3p⁵), and calcium (1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²).
Usage of noble gas notation for simplifying electron configurations, such as magnesium (Ne)3s² and titanium (Ar)4s²3d².
Transcripts
Hai pada video sebelumnya kita sudah
membahas konfigurasi elektron
berdasarkan teori atom Bohr dan kita
juga sudah membahas materi bilangan
kuantum nah pada video kali ini kita
akan membahas konfigurasi elektron
berdasarkan teori mekanika kuantum
hai hai
Hai perlu diingat kembali bahwa
berdasarkan teori atom mekanika kuantum
dalam suatu atom elektron menempati
suatu kulit dimana dalam satu kulit
tersusun dari subkulit-subkulit satu
subkulit tersusun dari orbital-orbital
dan satu orbital menampung maksimal dua
elektron Berikut ini adalah contoh
konfigurasi untuk atom fosfor dengan
nomor atom 15 1 s22 s22 p63 s23 V5 Nah
sekarang perhatikan penulisan
terakhirnya yaitu 35 sesuai dengan
materi bilangan kuantum yang sudah kita
pelajari angka 3 menunjukkan kulitnya
Jadi jika 35 artinya
terletak pada kulit ketiga kemudian P
menunjukkan Subkulit yang pada 35 ini
berarti elektron menempati subkulit P
nah pada video sebelumnya kita sudah
mempelajari bahwa terdapat beberapa
subkulit yaitu subkulit s subkulit P
subkulit d f dan seterusnya selanjutnya
angka 5 ini menunjukkan jumlah
elektronnya nah pada 35 ini artinya pada
kulit ketiga dan subkulit P Terdapat
lima elektron nah diingat kembali bahwa
pada subkulit s maksimal terisi Dua
elektron subkulit P maksimal terisi 6
elektron subkulit D maksimal terisi 10
elektron dan subkulit F maksimal terisi
14 elektro
Hai berikutnya dalam konfigurasi
elektron mekanika kuantum ada beberapa
aturan yang harus kita pahami yaitu
aturan aufbau aturan hund azas larangan
Pauli dan aturan penuh setengah penuh
nah Mari kita bahas satu persatu yang
pertama aturan aufbau nah berdasarkan
aturan aufbau ini elektron-elektron pada
suatu atom berusaha untuk menempati
subkulit Subkulit yang berenergi rendah
terlebih dahulu kemudian baru ke tingkat
energi yang lebih tinggi dengan demikian
atom akan berada pada tingkat energi
yang minimum lalu Bagaimana urutan
subkulit berdasarkan tingkat energinya
Hai Nah untuk mempermudah kita dapat
menggambarkan diagram Urutan tingkat
energi subkulit dalam suatu atom
Hai caranya pertama kita Tuliskan urutan
kulit pertama dan seterusnya beserta
subkulit pada masing-masing kulit
tersebut dimulai dari kulit pertama yang
hanya tersusun dari satu subkulit yaitu
subkulit s dan subkulit s maksimal
terisi Dua elektron maka kita Tuliskan
satu SS2
Hai kemudian kulit kedua tersusun dari
dua subkulit yaitu subkulit s dan p maka
kita Tuliskan dua s2dan
Hai selanjutnya kulit ketiga tersusun
dari subkulit s p&d sehingga kita
Tuliskan tiga s23 P6 dan 3D 10 seperti
ini
Hai berikutnya kulit ke-4 tersusun dari
subkulit s p d dan f sehingga kita
Tuliskan empat S24 b64 D10 dan empat
f-14 seperti ini kemudian kulit kelima
juga sama tersusun dari subkulit s p d
dan f selanjutnya pada kulit keenam
tersusun dari subkulit s p&d dan kulit
ketujuh tersusun dari subkulit s&p Nah
sekarang kita perhatikan alur Urutan
tingkat energi subkulit berikut ini
dimulai dari satu SS2 kemudian mengikuti
arah tanda panah ini dua S2 dilanjutkan
dengan dua p63 s23 p63
ke-4 S2 3D 1046 5S 24 D10 5 p66 S24 f-14
5D 10667 s25 f-14 6d 10 dan 7 P6 jadi
dalam penulisan konfigurasi elektron
dimulai dari 1 S2 2 S2 dan seterusnya
sesuai dengan diagram ini aturan yang
kedua adalah aturan hund nah menurut
aturan ini pengisian elektron ke dalam
orbital-orbital suatu subkulit dilakukan
dengan mengisi orbital satu persatu
terlebih dahulu sampai setengah penuh
dan baru berpasangan dengan arah
perputaran elektron yang berbeda
misalnya untuk atom fosfor dengan
konfigurasi berikut ini jika kita
Gambarkan orbitalnya Maka sebagai
berikut masih ingat ya subkulit s
tersusun dari satu orbital yang kita
gambarkan dengan satu kotak dan subkulit
P tersusun dari tiga orbital sehingga
digambarkan dengan tiga kota yaitu pxp
g&p
Hai Nah kita mulai dari orbital 1S dua
terisi Dua elektron dimana satu elektron
diisi terlebih dahulu dengan arah
seperti ini selanjutnya diisi dengan
arah berlawanan Begitu juga dengan dua
S2 selanjutnya untuk 26 diisi
sendiri-sendiri terlebih dahulu dan pada
dasarnya boleh diisi Dari mana saja bisa
dari PX pqntai pun BZ nah misalnya kita
isi terlebih dahulu di PX kemudian beye
dan PZ dengan arah yang sama seperti ini
setelah itu baru berpasangan dengan arah
yang berlawanan seperti ini
Hai untuk tiga S2 sama seperti satu
s2dan 2s
Hai berakhir untuk 35 diisi
sendiri-sendiri terlebih dahulu seperti
ini lalu
Hai kemudian baru berpasangan dengan
arah yang berlawanan
Hai aturan yang ketiga adalah prinsip
larangan Pauli nah menurut aturan ini
elektron-elektron tidak boleh memiliki
empat bilangan kuantum yang sama
sehingga jika elektron-elektron memiliki
ketiga bilangan kuantum yang sama yaitu
bilangan kuantum utama azimut dan
magnetic maka elektron-elektron tersebut
tidak boleh berada dalam orbital yang
sama pada waktu bersamaan akibatnya
setiap orbital hanya dapat dihuni
maksimal dua elektron dengan arah
spinnya harus berlawanan
Hai yang keempat aturan penuh dan
setengah penuh nah menurut aturan ini
konfigurasi elektron dengan Subkulit
yang terisi penuh dan setengah penuh
bersifat lebih stabil sehingga lebih
disukai untuk memenuhi Aturan ini maka
terjadi perpindahan elektron dari satu
orbital ke orbital yang lain Nah sebagai
contoh perhatikan konfigurasi elektron
untuk atom kromium dengan nomor atomnya
24 konfigurasi elektronnya adalah 1 s22
s22 p63 s23 P6 4S dua tiga D4 dari
konfigurasi ini terlihat bahwa orbital
4S terisi penuh Dua elektron dan orbital
3D tidak terisi penuh dan tidak pula
nah penuh
Hai Nah untuk mencapai aturan penuh dan
setengah penuh maka satu elektron pada 4
S2 pindah ke salah satu orbital 3D yang
kosong sehingga konfigurasinya menjadi 1
s22 s22 p63 s23 P6 4S 1 dan3 D lima nah
konfigurasi seperti ini lebih stabil dan
disukai karena orbital 4S dan 3D menjadi
terisi setengah penuh nah Supaya paham
Mari kita Tentukan konfigurasi elektron
dari atom-atom berikut ini yang pertama
atom karbon dengan nomor atom 6 yang
artinya jumlah total elektronnya adalah
6 nah berdasarkan aturan aufbau Subkulit
yang pertama harus diisi adalah 1S
dengan jumlah elektron maksimalnya
Hai sehingga kita Tuliskan satu SS2
kemudian dilanjutkan dengan Subkulit 2s
yang jumlah elektron maksimalnya juga
dua sehingga kita Tuliskan disini 2s 2
Nah dari kedua subkulit ini terlihat
bahwa empat elektron sudah
dikonfigurasikan sehingga tersisa Dua
elektron nah Dua elektron ini akan
mengisi subkulit 2P dan karena
elektronnya hanya dua maka kita Tuliskan
dua P2 seperti ini jadi konfigurasi
elektron untuk atom karbon adalah 1 s22
s22
Hai selanjutnya atom neon dengan nomor
atom 10 yang artinya jumlah elektron
totalnya ada 10 sama seperti sebelumnya
konfigurasi dimulai dengan satu SS2
kemudian dua S2 dari kedua subkulit ini
sudah 4 elektron yang dikonfigurasikan
maka sisanya ada 6 elektron dan akan
menempati dua B6 sehingga konfigurasi
untuk atom neon adalah 1 s22 s22 p63
Hai yang ketiga atom klor dengan jumlah
elektron 17 konfigurasi elektronnya
adalah satu SS2 kemudian 2 S2 2 P6 3 S2
nah sampai sini sudah 12 elektron yang
dikonfigurasikan maka sisanya ada lima
elektron lagi dan akan menempati
subkulit 3P dan karena elektronnya
berjumlah lima maka kita Tuliskan tiga
P5 jadi konfigurasi untuk atom klor
adalah 1 s22 s22 p63 s23
hai hai
Hai selanjutnya untuk atom kalsium
dengan jumlah elektron 20 konfigurasi
elektronnya adalah 1 s22 s22 p63 s23 P6
dan terakhir 4S
[Musik]
Hai selanjutnya atom tembaga atau CPU
dengan nomor atom 29 konfigurasi
elektronnya adalah 1 s22 s22 p63 s23 P6
4S 23 d9 nah diingat bahwa untuk kondisi
seperti ini berlaku aturan penuh dan
setengah penuh sehingga satu elektron
pada 4 S2 pindah ke orbital 3D yang
masih terisi satu elektron sehingga
konfigurasi elektronnya menjadi 1 s22
s22 p63 s23 P6 4S 13 d10u
Hai penulisan konfigurasi elektron dapat
diringkas karena dalam kimia yang
penting adalah konfigurasi elektron pada
kulit terluar atau elektron valensinya
nah peningkatan ini dapat dilakukan
dengan menggunakan konfigurasi gas mulia
atau unsur-unsur golongan 8A yaitu
helium neon argon Kripton dan Xenon
untuk helium konfigurasinya adalah satu
SS2 untuk neon dengan nomor atom 10
konfigurasinya adalah 1 s22 s22 p63
argon dengan nomor atom 18 konfigurasi
elektronnya adalah 1 s22 s22 p63 s23 P6
untuk repton the
nomor atom 36 konfigurasi elektronnya
adalah 1 s22 s22 p63 s23 P6 4S 23 D10 4
P6 trikut nya untuk Xenon konfigurasi
elektronnya seperti ini sebagai contoh
atau magnesium memiliki nomor atom 12
nah konfigurasi elektronnya adalah 1 s22
s22 p63 s23 1 s22 s22 p63 ama dengan
konfigurasi elektron untuk atom neon
maka konfigurasi elektron untuk
magnesium dapat kita singkat dengan cara
neon dalam kurung siku dilanjutkan
dengan 3S
Hai contoh berikutnya adalah atom
Titanium dengan nomor atom 22
konfigurasi elektronnya adalah 1 s22 s22
p63 s23 P6 4S 23 D2 nah 1 s22 s22 p63
s23 P6 sama dengan konfigurasi elektron
untuk atom argon sehingga konfigurasi
elektron atom Titanium dapat kita
singkat menjadi dalam kurung siku argon
dilanjutkan dengan 4S 23 D2 Nah dari
kedua contoh ini dapat kita simpulkan
bahwa untuk atom selain gas mulia
konfigurasinya dapat disingkat dengan
menggunakan konfigurasi gas mulia yang
nomor atomnya
Agatha Sebagai contoh untuk magnesium
tadi nomor atomnya adalah 12 maka gas
mulia dengan nomor atom terdekatnya
adalah neon dan untuk Titanium dengan
nomor atom 22 maka gas mulia dengan
nomor atom terdekatnya adalah argon
hai hai
Ver Más Videos Relacionados
S1.3.5 Electron configurations and the Aufbau principle (part one)
4.3 Electron Configurations
KONFIGURASI ELEKTRON MEKANIKA KUANTUM - MATERI KIMIA KELAS 10 | Edcent.id
Electron Configuration
ELECTRON CONFIGURATION | AUFBAU PRINCIPLE | HUND'S RULE | PAULI EXCLUSION PRINCIPLE | S-P-D-F
How to Write the Electron Configuration for an Element in Each Block
5.0 / 5 (0 votes)