Konfigurasi elektron

Dalam fizik atom dan kimia kuantum, konfigurasi elektron merupakan susunan elektron dalam atom, molekul, atau struktur fizikal lain (cth, hablur). Seperti zarah keunsuran, elektron adalah terikat kepada hukum mekanik kuantum, dan memaparkan ciri gelombang dan zarah. Biasanya, keadaan kuantum bagi elektron tertentu ditakrifkan oleh fungsi gelombang, fungsi ruang-masa bernilai kompleks. Menurut tafsiran Copenhagen bagi mekanik kuantum, kedudukan elektron tertentu tidak ditentukan sehingga pengukuran menyebabkan ia dikesan. Kebarangkalian pengukuran akan mengesan elektron pada titik dalam ruang tertentu adalah berkadaran kepada nilai mutlak fungsi gelombang yangdikuasaduakan pada titik tersebut.

Elektron mampu bergerak dari satu aras tenaga ke aras yang lain melalui pancaran atau serapan tenaga kuantum, dalam bentuk foton. Disebabkan Prinsip pengecualian Pauli, tiada lebih dari dua elektron yang mampu wujud dalam satu-satu orbital atom; maka elektron hanya boleh beranjak ke orbital lain sekiranya terdapat kekosongan.

Pengetahuan tentang konfigurasi elektron bagi atom yang berbeza berguna untuk memahami struktur jadual berkala unsur. Konsep tersebut juga berguna untuk menerangkan ikatan kimia yang memegang atom-atom. Dalam bahan yang banyak, idea ini membantu untuk menerangkan ciri laser dan semikonduktor.

Perbincangan di bawah melibatkan maklumat dari orbitalal atom.

Keadaan elektron di dalam atom diberikan oleh empat nombor kuantum. Tiga daripadanya adalah integer dan merupakan ciri orbitalal atom tempat terletaknya elektron itu.

Tiada dua elektron dalam satu atom mempunyai satu set empat nombor kuantum yang sama, mengikut prinsip pengecualian Pauli.

Petala dan subpetala (juga dikenali sebagai aras dan subaras) ditakrifkan oleh nombor kuantum, bukan oleh jarak elektronnya dari nukleus, atau keseluruhan tenaganya. Dalam atom besar, petala di atas petala kedua adalah bertindih (lihat prinsip Aufbau).

Keadaan yang sama nilai n adalah berkaitan, dan dikatakan berada dalam petala elektron yang sama.
Keadaan yang sama nilai n dan l dikatakan berada dalam subpetala elektron yang sama, dan elektron yang mempunyai n dan l yang sama dipanggil elektron setara.
Jika keadaan juga berkongsi nilai m yang sama dikatakan berada dalam orbital atom yang sama.
Disebabkan elektron hanya mempunyai dua keadaan spin yang mungkin, orbital atom tidak boleh mempunyai lebih dari dua elektron (prinsip pengecualian Pauli).

Subpetala boleh mempunyai hingga 4l+2 elektron; petala boleh mempunyai hingga 2n² elektron; iaitu n sama dengan bilangan petala.

Di sini adalah konfigurasi elektron bagi petala kelima yang terisi:

Maklumat ini boleh ditulis sebagai 5s² 5p⁶ 5d¹⁰ 5f¹⁴ 5g¹⁸ (lihat bawah untuk perincian tatatanda).

Ahli fizik dan kimia menggunakan untuk menerangkan konfiguurasi elektron. Dalam tatatanda ini, subpetala ditulis dalam bentuk nx^y, iaitu n merupakan bilangan petala, x merupakan label subpetala dan y merupakan bilangan elektron dalam subpetala. Subpetala atom ditulis susunan mengikut kenaikan tenaga – dalam kata lain, kedudukan elektron diisi (lihat prinsip Aufbau).

Sebagai contoh, hidrogen berkeadaan asas mempunyai satu elektron dalam orbital s dalam petala pertama, maka konfigurasinya ditulis 1s¹. Litium mempunyai dua elektron dalam subpetala 1s dan satu dalam subpetala 2s (bertenaga tinggi), maka konfigurasi keadaan asasnya ditulis 1s² 2s¹. Fosforus (bilangan atom 15), adalah seperti berikut: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³.

Bagi atom dengan bilangan elektron yang banyak, tatatanda ini akan menjadi lebih panjang. Ia sering dipendekkan dengan menyatakan beberapa subpetala yang pertama sama dengan salah satu gas adi. Fosforus, sebagai contoh, berbeza dengan neon (1s² 2s² 2p⁶) hanya dengan kehadiran petala ketiga. Maka, konfigurasi elektron neon digantikan, dan fosforus ditulis sebagai: [Ne]3s² 3p³.

Malah, ada juga pernyataan yang hanya menulis bilangan elektron dalam setiap petala, cth. (fosforus): 2-8-5.

Dalam keadaan asas dalam atom (syarat untuk ia ditemui), konfigurasi elektron lazimnya mengikut prinsip Aufbau. Menurut prinsip ini, elektron memasuki ke dalam keadaan mengikut kenaikan tenaga keadaan iaitu elektron pertama akan memasuki keadaan bertenaga rendah dahulu, yang kedua akan memasuki keadaan bertenaga kedua terendah dan seterusnya. Kedudukan yang keadaan itu terisi adalah seperti berikut:

	${\displaystyle s}$	${\displaystyle p}$	${\displaystyle d}$	${\displaystyle f}$	${\displaystyle g}$
1	1
2	2	3
3	4	5	7
4	6	8	10	13
5	9	11	14	17	21
6	12	15	18	22
7	16	19	23
8	20	24

Susunan kenaikan tenaga subpetala boleh dibina dengan menurun secara menyerong ke kiri bawah, dari atas menyerong ke bawah. Pepenjuru yang pertama akan melalui 1s; pepenjuru kedua akan melalui 2s; pepenjuru ketiga akan melalui 2p dan 3s; pepenjuru keempat melalui 3p dan 4s; pepenjuru kelima akan melalui 3d, 4p, dan 5s; dan seterusnya. Secara umum, subpetala yang bukan "s" sering diikuti oleh subpetala yang lebih "rendah" bagi petala berikutnya; cth. 2p diikuti oleh 3s; 3d diikuti oleh 4p, yang diikuti oleh 5s, 4f yang diikuti oleh 5d, yang diikuti oleh 6p, dan kemudian 7s. Ini menerangkan susunan blok dalam jadual berkala.

Sepasang elektron dengan spin serupa mempunyai tenaga yang lebih kecil daripada sepasang elektron yang mempunyai spin yang berbeza. Memandangkan dua elektron dalam orbital yang sama haruslah mempunyai spin yang berbeza, ini menyebabkan elektron lebih cenderung untuk mengisi orbital yang berbeza (yang kurang tenaganya). Tatarajah ini menunjukkan bahawa sekiranya subpetala dengan ${\displaystyle l>0}$ (mengandungi lebih dari satu orbital), ia akan kurang penuh. Sebagai contoh, jika subpetala p mengandungi empat elektron, dua elektron akan dipaksa mengisi satu orbital, tetapi dua elektron yang lain akan mengisi kedua-dua orbital yang lain, dan spinnya akan menjadi sama. Fenomena ini dipanggil Petua Hund.

Prinsip Aufbau boleh digunakan, dalam bentuk yang diubah, kepada proton dan neutron dalam nukleus atom (lihat model petala fizik nuklear).

Jadual ini menunjukkan konfigurasi semua orbital hingga 7s, maka ia meliputi konfigurasi elektron mudah bagi semua unsur dalam jadual berkala hingga kopernisium (unsur 112) dengan pengecualian lawrensium (unsur 103), yang memerlukan orbital 7p.

	s (l=0)	p (l=1)	d (l=2)	f (l=3)
n=1
n=2
n=3
n=4
n=5
n=6
n=7

Subpetala d yang terri separuh atau penuh (5 atau 10 elektron) adalah lebih stabil berbanding subpetala s dalam petala seterusnya. Ini disebabkan kurang tenaga yang diperlukan untuk mengekalkan satu elektron dalam subpetala d yang terisi separuh berbanding subpetala s yang terisi. Sebagai contoh, kuprum (nombor atom 29) mempunyai konfigurasi [Ar]4s¹ 3d¹⁰, bukan [Ar]4s² 3d⁹ seperti yang dijangka oleh Prinsip Aufbau. Begitu juga kromium (nombor atom 24) mempunyai konfigurasi [Ar]4s¹ 3d⁵, bukan [Ar]4s² 3d⁴ dan [Ar] adalah mewakili argon.

Pengecualian dalam Kala 4:

Pengecualian dalam Kala 5:

Pengecualian dalam Kala 6:

• Jadual konfigurasi elektron atom
• Jadual berkala (konfigurasi elektron)
• Orbital atom
• Aras tenaga
• Kumpulan jadual berkala

• Kategori berkenaan Konfigurasi elektron di Wikimedia Commons