A.
Kajian
Materi Konfigurasi Elektron
1. Pekembangan
model atom
Materi
di alam tersusun atas partikel terkecil yang tidak dapat dibagi-bagi lagi.
Pemikiran ini pertama kali dikemukakan oleh filsuf kuno.
Walaupun sampai saat ini kita tidak dapat melihat bentuk nyata dari atom,
pemikiran yang dikemukakan oleh para filsuf masih dipakai sampai sekarang
terutama tentang partikel penyusun materi adalah atom. Perkembangan model atom
terus mengalami perkembangan hingga saat ini, setidaknya terdapat beberapa
model atom yang dikenal saat ini, yaitu:
1.1 Model
atom democritus
2500
tahun yang lalu beberapa filsuf yunani percaya bahwa semua yang ada di alam ini
berasa dari “satu” dan tidak dapat dirubah lagi menjadi sesuatu yang lain.
Materi di alam semesta ini berbeda karena “sesuatu” tersebut bergabung dengan
caranya. Salah satu filsuf yunani yang mengenalkan istilah “atom” adalah
Democritus. Dia tidak setuju bahwa alam ini berasal dari hal yang gaib. Oleh
karena itu dia memperkenalkan istilah atom sebagai sesuatu yang sangat kecil,
tidak dapat dibagi lagi, dan partikel penyusun materi.
1.2 Model
atom Dalton
Dalton mengemukakan
suatu teori terkait dengan atom yaitu:
1.2.1
materi tersusun atas
partikel terkecil yang disebut atom
1.2.2
atom tidak dapat
dibagi-bagi lagi. Selama reaksi kimia, atom mengalami penyusunan, atom tidak
dapat dipecah lagi, tidak adapat diciptakan atau dimusnahkan.
1.2.3
Atom yang memiliki
massa dan sifat yang sama akan bergabung membentuk unsur.
1.2.4
Atom suatu unsur dapat
bergabung dengan atom unsur lainnya membentuk senyawa. Namun demikian, sifat
atom penyusun unsur masih dapat terlihat pada beberapa sifat.
Berdasarkan teori Dalton, atom
digambarkan seperti bola pejal yang tidak dapat dibagi-bagi lagi.
1.3 Model
atom Thomson
Pada
pertengahan tahun 1800an ilmuan fisika asal inggris J. J. Thomson menemukan
partikel “elektron” yang bermuatan negatif ketika melakukan percobaan dengan
menggunakan tabung sinar katoda. Thomson menyarankan bahwa atom tersusun atas
subpartikel yang bermuatan negatif dan tersebar di permukaan atom. Kita
mengenalnya dengan istilah model atom “roti kismis”. Ketika Thomson menemukan
elektron yang bermuatan negatif, para saintis pada zaman itu meyakini terdapat
partikel lan yang bermuatan positif yang dinamakan “proton” yang menyebabkan
atom bermuatan netral.
1.4 Model
atom Rutherford
Ernest
Rutherford melakukan percobaan dengan menembakkan sinar alfa ke lempeng emas.
Ternyata terdapat sejumlah sinar alfa yang diteruskan/menembus lempeng emas,
sebagian dibelokan dan sebagian lainnya dipantulkan kembali. Berdasarkan
eksperimen yang dilakukan, Rutherford berkesimpulan bahwa partikel positif
(proton) berada di tengah-tengah atom sebagai pusat massa yang kini dikenal
sebagai “inti atom”. Namun demikian, Rutherford tidak dapat menjelaskan keberadaan
elektron dalam atom. Para ilmuan fisika klasik pada saat itu meyakini bahwa
partikel bermuatan negatif (elektron) akan tertarik ke inti yang bermuatan
positif. Jika elektron pada akhirnya bergabung dengan inti atom, maka atom
tidak akan ada sampai saat ini (positif dan negatif akan menghasilkan sesuatu
yang netral). Oleh karena itu, elektron tidak boleh diam, dia harus terus
bergerak mengelilingi inti atom untuk mempertahankan posisinya. Model atom yang
disarankan adalah elektron bergerak mengelilingi inti menurut lintasan spiral,
seperti planet mengorbit matahari.
1.5 Model
atom Bohr
Rutherford
tidak dapat menjelaskan bagaimana elektron disusun disekitar inti atom.
Berdasarkan teori fisika klasik yang menjelaskan bahwa elektron akan mengelilingi
inti dengan lintasan spiral, lama kelamaan elektron akan kehabisan energi yang
pada akhirnya akan jatuh ke dalam inti. Jika hal ini terjadi, maka atom
tersebut akan musnah, pada faktanya atom terus ada hingga saat ini. Neils Bohr
menyarankan sebuah teori untuk menjawab permasalah tersebut, Bohr menyarankan
bahwa:
1.5.1
elektron bergerak
mengelilingi inti pada tingkat energi tertentu yang disebut orbit.
1.5.2
Jika elektron berada
pada satu orbit tertentu, maka elektron akan memiliki energi yang tetap.
1.5.3
Jika elektron menyerap
energi dari luar, elektron dapat berpindah dari tingkat energi orbit rendah (dekat
inti) ke tingkat nergi orbit tinggi (jauh dari inti).
1.5.4
Ketika elektron
berpindah orbit dari luar ke dekat inti, maka elektron akan memancarkan
sejumlah energi dalam bentuk cahaya.
Bohr menjelaskan bahwa elektron
hanya dapat menempati/memiliki energi tertentu yang menempati lintasan orbit
tertentu. Dengan kata lain, energi suatu atom adalah terkuantisasi. Oleh karena
elektron hanya diperbolehkan berada pada tingkat energi tertentu, maka elektron
hanya punya sedikit kemungkinan untuk memancarkan energi cahaya ketika
berpindah orbit. Bohr berhasil menjelaskan spektrum cahaya atom hidrogen bersifat
diskontinu.
Namun demikian, teori atom Bohr hanya berlaku untuk atom hidrogen saja.
Bohr gagal menjelaskan untuk atom lain yang memiliki elektron lebih dari satu.
1.6 Model
atom mekanika kuantum
Teori
atom Bohr tidak dapat menjelaskan kedudukan elektron dalam atom. Jika teori
atom Bohr benar, pada lintasan tertentu sejumlah elektron akan memiliki jarak
yang sama dari inti atom. Berdasarkan hasil percobaan, jarak setiap elektron
tidaklah sama dari inti atom. Model atom
Bohr hanya berlaku untuk atom hidrogen saja.
Teori fisika kuantum
dapat menjelaskan bagaimana elektron disusun dalam atom. Ilmuan yang terkenal
mendukung teori ini adalah
1.6.1
Louis de Broglie,
tentang elektron dapat dipandang sebagai partikel dan gelombang.
1.6.2
Heisenberg, tentang
prinsip ketidakpastian posisi elektron dalam atom.
1.6.3
Erwin Schrodinger,
tentang fungsi energi gelombang yang pada akhirnya menemukan bilangan kuantum
sebagai penjelasan untuk menentukan posisi elektron pada tingkat energi
tertentu.
Model atom mekanika kuantum
menjelaskan bahwa elektron menempati tingkat energi tertentu yang digambar
sebagai volume ruang, dikenal dengan istilah bentuk orbital. Terdapat empat
bentuk orbital yang dapat dipandang sebagai area kemungkinan terbesar
ditemukannya elektron. Orbital tersebut adalah orbital s, p, d dan f. Bentuk
orbital elektron tergantung pada tingkat energinya, dapat dilihat pada gambar
dibawah ini.
2. Konfigurasi
elektron
Konfigurasi
elektron didesain untuk menggambarkan bagaimana elektron disusun disekitar inti
berdasarkan tingkat energi orbit dan orbital. Dalam penyusunan elektron disekitar
inti atom, maka akan dikenal istilah empat bilangan kuantum. Yaitu (1) bilangan
kuantum utama, n, menunjukan ukuran dan tingkatan energi gelombang elektron;
(2) bilangan kuantum azimut, l, menunjukkan bentuk ruang kebolehjadian
ditemukannya elektron; (3) bilangan kuantum magnetik, m, menunjukkan bagaimana
elektron disusun dalam orbital; dan (4) bilangan kuantum spin, s, menunjukkan
arah orientasi elektron. Karena orbital berada dalam tingkat energi tertentu,
maka konfigurasi elektron disusun berdasarkan kenaikan tingkat energi tersebut.
Gambar dibawah ini menunjukkan bagaimana orbital disusun berdasarkan tingkat
energinya:
Elektron disusun
mengikuti aturan sebagai berikut:
2.1 Elekton
menempati elektron mulai dari orbital yang memiliki energi terendah (Prinsif
Aufbau)
Penyusunan ini
didasarkan atas hasil percobaan terutama penelitian spektroskopi dan magnetik.
Jadi penyusunan elektron harus mengikuti urutan sebagai berikut
Penyusunan
juga dapat menggunakan diagram dibawah ini untuk memudahkan dalam menghapal.
2.2 Tidak
boleh ada dua elektron yang memiliki keempat bilangan kuantum yang sama.
(larangan Pauli)
Pauli menjelaskan hanya
dua elektron yang dapat menempati tingkat orbital yang sama, namun dengan spin
yang berlawanan.
2.3 Jika
ada dua atau lebih orbital kosong, masing-masing diberi satu elektron sampai
semuanya setengah penuh (aturan Hund)
Sebagai contoh, kita akan mengkonfigurasikan
elektron 3Be berdasarkan aturan akan ditulis menjadi
Dapat dilihat Berelium
memiliki 2 elektron valensi di orbital 2s.
Contoh lain, unsur 6C
:
Disamping
menggunakan cara diatas, kita dapat menuliskan konfigurasi elektron dengan cara
pengisian berdasarkan tingkatan energi orbital, seperti contoh konfigurasi
unsur 19K berikut:
Gambar 6
Konfigurasi elekton
unsur 19K. Terlihat pengisian dilakukan dari orbital yang
terendah terlebih dahulu (CK-12 foundation, 2010:Jika kita tuliskan
dalam satu baris, maka akan diperoleh urutan sebagai berikut:
|
19K
: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
Untuk memudahkan
penulisan konfigurasi untuk unsur-unsur yang memiliki nomor atom besar, kita
dapat menyingkat dengan menggunakan konfigurasi gas mulia. Perhatikan diagram
berikut:
19K
: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
18Ar : 1s2 2s2
2p6 3s2 3p6
Sehingga penulisan
konfigurasi unsur 19K dapat ditulis menjadi:
19K
: [18Ar] 4s1
3. Konfigurasi elektron dan sistem periodik unsur
Sifat
unsur bergantung pada konfigurasi elektron, konfigurasi elektron yang mirip
mempunyai sifat-sifat kimia yang mirip. Elektron yang paling menentukan sifat
kimia unsur adalah elektron terluar (elektron valensi) yang merupakan elektron
yang tidak terikat kuat yang mempunyai peranan dalam pembentukan ikatan kimia.
Elektron valensi juga berperan dalam penyusunan unsur-unsur dalam periodik
unsur.
Berikut akan dipaparkan
konfigurasi elektron beberapa unsur yang berada pada golongan periodik unsur.
Tabel 1. Konfigurasi
elektron unsur golongan alkali
Golongan Alkali
|
No atom
|
Konfigurasi elektron
|
Tingkat energi
|
Li
|
3
|
1s2 2s1
|
n = 1, l = 0, m = 0, s = +1/2
|
Na
|
11
|
1s2 2s2 2p6 3s1
|
n = 3, l = 0, m = 0, s = +1/2
|
K
|
1
|
(18Ar) 4s1
|
n = 4, l = 0, m = 0, s = +1/2
|
Rb
|
37
|
(36Kr) 5s1
|
n = 5, l = 0, m = 0, s = +1/2
|
Cs
|
55
|
(54Xe) 6s1
|
n = 6, l = 0, m = 0, s = +1/2
|
Fr
|
87
|
(86Rn) 7s1
|
n = 7, l = 0, m = 0, s = +1/2
|
Tabel 2. Konfigurasi
elektron unsur golongan alkali tanah
Golongan Alkali Tanah
|
No atom
|
Konfigurasi elektron
|
Tingkat energi
|
Be
|
3
|
1s22s2
|
n = 1, l = 0, m = 0, s = -1/2
|
Mg
|
12
|
1s22s22p63s2
|
n = 3, l = 0, m = 0, s = -1/2
|
Ca
|
20
|
(18Ar) 4s2
|
n = 4, l = 0, m = 0, s = -1/2
|
Sr
|
38
|
(36Kr) 5s2
|
n = 5, l = 0, m = 0, s = -1/2
|
Ba
|
56
|
(54Xe) 6s2
|
n = 6, l = 0, m = 0, s = -1/2
|
Ra
|
88
|
(86Rn) 7s2
|
n = 7, l = 0, m = 0, s = -1/2
|
Tabel 3. Konfigurasi
elektron unsur golongan Oksigen Sulfur
Golongan Oksigen-sulfur (VIA)
|
No atom
|
Konfigurasi elektron
|
Tingkat energi
|
O
|
8
|
1s2 2s2 2p4
|
n = 1, l = 1, m = -1, s = -1/2
|
S
|
16
|
1s22s2 2p6 3s2
3p4
|
n = 3, l = 1, m = -1, s = -1/2
|
Se
|
34
|
(18Ar) 4s2 3d10
4p4
|
n = 4, l = 1, m = -1, s = -1/2
|
Te
|
52
|
(36Kr) 5s2 4d10
5p4
|
n = 5, l = 1, m = -1, s = -1/2
|
Po
|
84
|
(54Xe) 6s2 4f14
5d10 6p4
|
n = 6, l = 1, m = -1, s = +1/2
|
Tabel 4. Konfigurasi
elektron unsur golongan halogen
Golongan Halogen
|
No atom
|
Konfigurasi elektron
|
Tingkat energi
|
F
|
7
|
1s2 2s2 2p5
|
n = 1, l = 1, m = -0, s = -1/2
|
Cl
|
17
|
1s22s2 2p6 3s2
3p5
|
n = 3, l = 1, m = -0, s = -1/2
|
Br
|
35
|
(18Ar) 4s2 3d10
4p5
|
n = 4, l = 1, m = -0, s = -1/2
|
I
|
53
|
(36Kr) 5s2 4d10
5p5
|
n = 5, l = 1, m = -0, s = -1/2
|
At
|
85
|
(54Xe) 6s2 4f14
5d10 6p5
|
n = 6, l = 1, m = -0, s = +1/2
|
Pada
tabel konfigurasi elektron unsur-unsur pada golongan terlihat bahwa dalam satu
golongan yang sama memiliki konfigurasi elektron terakhir yang terdapat
kesamaannya, yaitu pada bilangan kuantum azimut (l), magnetik (m) dan spin (s). Sementara hanya berbeda pada
bilangan kuantum utama (n). Bilangan kuantum utama menyatakan ukuran ruang
orbital kemungkinan ditemukannya elektron. Semakin besar harga n, maka ukuran
atom tersebut semakin besar. Berdasarkan kesamaan bilangan kuantum inilah,
unsur-unsur disusun dalam sistem periodik. Dalam satu golongan yang sama,
memilki kemiripan sifat fisika dan kimia.
B.
Miskonsepsi
dan Solusinya
Sebagian
besar peserta didik mengalami miskonsepsi dalam beberapa konsep pemahaman
konfigurasi elektron. Berikut akan dipaparkan beberapa miskonsepsi yang sering
ditemukan:
1. miskonsepsi
penentuan bilangan kuantum magnetik
Selama ini peserta didik menganggap
bahwa harga-harga dari bilangan kuantum magnetik merupakan urutan penempatan
elektron pada saat mengisi diagram orbital atau sebagai nomor ruang dalam
diagram orbital. Pada diagram orbital p, kotak
pertama mereka anggap orbital px, kotak
kedua sebagai orbital py, dan
kotak ketiga sebagai orbital pz, dengan
harga bilangan kuantum magnetik diurutkan menaik dari -1, 0, dan +1.
Harga-harga ini dipahami mereka berturut-turut sebagai px, py,dan pz.
Padahal lambang orbital ini justru terkait secara eksak dengan bilangan kuantum
magnetik (ml). dengan konsep ini,
elektron pertama yang berada orbital p dipahami berada dalam orbital px. Ini
merupakan pemahaman yang keliru.
Konsep
yang benar atas konsep bilangan kuantum magnetik adalah bahwa harga-harga pada
bilangan kuantum magnetik merupakan label yang memiliki arti matematis khusus
terkait orientasi orbital dalam ruang sumbu Cartesius, bukan merupakan numerik
atau penomoran ruang orbital ataupun urutan penempatan elektron dalam orbital.
Jadi semua kotak diagram p memiliki
kemungkinan satu dari tiga harga “label” dari orbital p.
2. Tata
cara pengisian elektron dalam orbital
Pengisian
elektron pada tingkat energi s,p, d dan f sesungguhnya tidak ada aturan yang
mengatur pengisian elektron dari kiri ke
kanan atau bebas, Perhatikan kemungkinan pengisian elektron pada orbital p
untuk unsur 6C (1s2 2s2 2p2) berikut:
Diantara
ketiga kemungkinan di atas, tidak melangggar aturan berdasarkan larangan Pauli.
Sesuai dengan aturan hund mengisi satu elektron pada tiap-tiap orbital dengan
arah putaran (spin) yang sama. Hal ini dikarenakan kita harus menentukan mana
yang paling stabil. Pada gambar (a) terlihat bahwa elektron berada pada orbital
yang sama dengan arah spin yang berlawanan, ini memungkinkan terjadinya
peristiwa saling meniadakan dibandingkan ketika dipisahkan dalam dua orbital.
Ini menjelaskan kenapa atom karbon memiliki sepasang elektron yang tidak
berpasangan. Jadi, susunan elektron yang paling stabil adalah gambar (c). Setelah
semua orbital terisi satu elektron, elektron sisanya akan mengisi orbital
dengan arah putaran (spin) yang berlawanan, sehingga orbital terisi pasangan
elektron. Agar memudahkan mengingat maka pengisian elektron dimulai dari kiri
ke kanan sesuai dengan kebiasaan menulis huruf latin. Perhatikan contoh di
bawah ini.
Contoh : 7N
Konfigurasi elektron : 1s2
2s2 2p5
Diagram orbital :
Pengisian menurut
Frederick Hund, 1927 (dikenal aturan Hund) menyatakan bahwa elektron yang
mengisi tingkat energi dengan jumlah orbital lebih dari satu akan tersebar pada
orbital yang mempunyai kesamaan energi (equal-energy orbital) dengan arah
putaran (spin) yang sama. Asas ini dikemukakan berdasarkan penalaran bahwa
energi tolak-menolak antara dua elektron akan minimum jika jarak antara
elektron berjauhan. Untuk lebih memahaminya, perhatikan gambaran pengisian
elektron pada orbital p. Tingkat energi yang mengandung
orbital lebih dari 1 adalah p, d, dan f. Pengisian elektron menurut aturan hund
dimulai dengan mengisi satu elektron pada tiap-tiap orbital dengan arah putaran
(spin) yang sama dari kiri ke kanan. Setelah semua orbital terisi satu
elektron, elektron sisanya akan mengisi orbital dengan arah putaran (spin) yang
berlawanan, sehingga orbital terisi pasangan elektron.
Contoh pengisian yang
benar.
Contoh pengisian yang salah
3. Pengaruh
jumlah elektron terhadap bentuk orbital
Sebelum
membahas bentuk orbital, terlebih dahulu kita kembali pada penjelasan mengenai
orbital itu sendiri. Orbital atom adalah volume ruang disekitar inti tempat
ditemukannya electron atau dengan kata lain orbital atom adalah kebolehjadian
ditemukannya electron. Di dalam setiap orbital, electron menyebar disekitar
inti, dimana penyebaran electron ini tidak merata. Akibatnya ada bagian dengan
konsentrasi muatan electron besar da nada bagian dengan konsentrasi muatan
electron kecil. Berikut ini merupakan contoh bentuk dari orbita s dan p:
Dari
gambar diatas, dapat dilihat bentuk orbital dari orbital s dan p. Bentuk
orbital p adalah halter yaitu terdapat dua daerah/cuping dengan ukuran yang
sama. Yang menjadi pertanyaan saat ini adalah bagaimana bentuk orbital p jika
orbital tersebut tidak terisi penuh. Kita ambil contoh dari atom unsur golongan
VIIA (halogen) yaitu F dengan nomor atom 9. Konfigurasi dari atom F adalah 1s2
2s2 2p5. Sebagaimana kita ketahui orbital p maksimal
diisi oleh 6 elektron. Dari konfigurasi tersebut terlihat bahwa orbital p tidak
terisi maksimal. Lalu bagaimana bentuk dari orbital p tersebut? Apakah berubah
menjadi 1 daerah/cuping? Jawabannya adalah tetap atau tidak berubah yaitu
dengan dua daerah/cuping. Jumlah electron yang mengisi suatu orbital tidak
mempengaruhi maupun merubah bentuk orbital tersebut melainkan hanya merubah
ukuran dari orbital tersebut, hal ini dikarenakan orbital adalah keboleh jadian
ditemukannya electron.
4. miskonsepsi
arah dari bilangan kuantum spin
Miskonsepsi terjadi dalam penentuan
bilangan kuantum magnetik spin bagi elektron tak berpasangan dalam suatu
orbital. Sebagian besar responden menganggap bahwa elektron yang tidak
berpasangan dalam suatu orbital pastilah memiliki bilangan kuantum magnetik
spin +1/2. Konsep yang benar adalah bahwa harga bilangan kuantum magnetik spin
bagi elektron tak berpasangan adalah mungkin +1/2 atau -1/2. Dalam hal ini,
harga bilangan kuantum magnetik spin bukanlah sebuah kepastian atau diurutkan
mulai dari +1/2 dulu kemudian -1/2, melainkan sebuah kemungkinan. Perlu
ditekankan bahwa tanda +1/2 dan -1/2 hanyalah merupakan sebuah konvensi untuk
menunjukkan bahwa jika terdapat dua elektron dalam satu orbital, maka arah spin
kedua elektron harus saling berlawanan sesuai dengan prinsip Pauli.
5. miskonsepsi
kata elektron terakhir dan perbedaan antara elektron terluar dengan elektron
valensi
Menurut Sugiyarto (2012: 16),
istilah “elektron terakhir’ dan “elektron ke-…” merupakan dampak dari
miskonsepsi atas makna diagram aufbau. Makna diagram aufbau bukan untuk
menandai “elektron terakhir” atau “elektron ke-…”, melainkan sebagai mnemonic dalam menuliskan konfigurasi
elektronik secara akurat terkait dengan banyaknya elektron tiap orbital dengan
beberapa pengecualian. Istilah yang dapat dipertanggungjawabkan adalah elektron
terluar (outermost electron) atau
elektron valensi (valence electron),
yang biasanya dipahami sebagai elektron-elektron berenergi tinggi yang berperan
dalam pembentukan ikatan didalam senyawa-senyawa kimia sederhana.
Pada konfigurasi elektron, jumlah
elektron yang terdapat pada kulit terluar suatu atom disebut elektron valensi.
Sebagian besar ikatan kimia terbentuk dengan memanfaatkan elektron valensi
sehingga elektron valensi dapat dikatakan penentu sifat kimia suatu unsur,
unsur-unsur yang memiliki elektron valensi yang sama akan menunjukkan kemiripan
sifat.
Elektron terluar adalah elektron
yang terletak pada subkulit yang mempunyai energi terluar, yaitu elektron yang
terletak pada subkulit yang mempunyai energi terbesar, yaitu elektron yang
terletak pada subkulit terluar menurut aturan Hund.
Jadi
elektron valensi dari Cl adalah 7 sedangkan elektron terluar dari Cl terletak
pada subkulit 3p5 yang memiliki tanda panah biru. mempunyai n = 3,
l= 1, m = 0, s = – ½
Pada konsep bilangan kuantum utama
yang dihubungkan dengan kulit terjadi miskonsepsi yaitu “bilangan kuantum
utama(n) hanya bernilai 1 sampai 7”,
Kulit
|
K
|
L
|
M
|
N
|
O
|
P
|
Q
|
Harga n
|
1
|
2
|
3
|
4
|
5
|
6
|
7
|
Berdasarkan
tabel diatas menunjukkan bahwa telah terjadi kesalahpahaman atas penetapan
bilangan kuantum pada model atom, yaitu bilangan kuantum utama dipahami
menunjukkan kulit atom. Penyajian bilangan kuantum utama pada tabel diatas
jelas menimbulkan miskonsepsi pada siswa. Siswa akan memiliki pemikiran bahwa
atom hanya terdiri atas 7 kulit atau tingkat energi. Hal ini nampaknya
dikacaukan oleh fakta bahwa hingga kini atom unsur yang dikenal hanya
melibatkan nomor kulit ketujuh. Konsep yang benar adalah bahwa bilangan kuantum
utama memiliki nilai dari 1, 2, 3, dan seterusnya sampai tak berhingga.
Bilangan kuantum utama menggambarkan tingkat energi utama dan ukuran dari atom,
bukan menyatakan kulit.
6. Miskonsepsi
antara pengisian elektron dan penyusunan elektron
Pada
pembelajaran mengenai konfigurasi atom suatu unsur, masih sering ditemui
istilah ‘pengisian elektron’ untuk mepelajari susunan-susunan elektron di dalam
suatu atom unsur. Berikut kutipan penggunaan istilah ini dalam beberapa buku
kimia untuk siswa SMA kelas XI semester gasal:
“...Bagaimana
pengisian elektron ke dalam orbital?
Pengisian orbital oleh elektron mengikuti aturan dengan memperhatikan tiga hal,
yaitu asas AufBau, asas larangan Pauli, dan asas Hund”. (Partana, C.F. dan Wiyarsi, A., 2009: 11)
“Konfigurasi
elektron dalam atom menggambarkan lokasi semua elektron menurut orbital-orbital
yang ditempati. Pengisian elektron
dalam orbital-orbital mengikuti aturan-aturan berikut...”. (Harnanto A. Dan
Ruminten, 2009: 12)
“Untuk
atom berelektron banyak pengisian
mengikuti aturan aufbau, yaitu dimulai dari tingkatenergi yang lebih rendah
kemudian mengisi tingkat energi berikutnya...”. (Fauziah N., 2009: 6)
Penggunaan
istilah ‘pengisian elektron’ ini kurang tepat sehingga perlu diperbaiki.
Istilah ‘pengisian’ seolah menggambarkan bahwa elektron yang terdapat dalam
suatu atom berasal dari luar atom. Padahal tidak demikian. Elektron telah
tersusun di dalam atom sedemikian sehingga memberi sifat khas pada atom
tersebut yang membedakannya dengan atom unsur-unsur lain. Penggunaan istilah
ini perlu diperbaiki agar tidak terjadi miskonsepsi. Istilah yang lebih tepat
untuk menggantikan istilah ini adalah ‘penyusunan elektron’.
7. Konfigurasi
elektron bilangan kuantum menjelaskan berbagai unsur dalam sistem periodik.
Berdasarkan
kajian teoritik mengenai konfigurasi elektron dari berbagai buku teks, terutama
terbitan luar. Tidak ditemukan penulisan konfigurasi elektron berdasarkan kulit
atom. Dengan kata lain konfigurasi elektron Bohr sudah tidak relevan dengan
konsep kekinian ilmu kimia. Dalam buku teks sudah sangat jelas dituliskan bahwa
konfigurasi elektron Bohr hanya
berlaku untuk unsur hidrogen saja yang memiliki satu elektron disekitar inti
atom. Untuk unsur yang memiliki lebih dari satu elektron harus menggunakan
konfigurasi mekanika kunatum berdasarkan tingkatan enegi elektron. Sehingga
standar isi tentang konfigurasi elektron untuk kelas X sebaiknya tidak dipakai
lagi, hal ini akan menghilangkan miskonsepsi dalam memaknai konfigurasi
elektron yang diajarkan di kelas XI
BAB III
KESIMPULAN DAN SARAN
Berdasarkan hasil diskusi tentang
pembahasan konfigurasi elektron, guru maupun siswa mengalami miskonsepsi diantaranya
pada:
1. Miskonsepsi
penentuan bilangan kuantum magnetik
2. Tata
cara pengisian elektron dalam orbital
3. Pengaruh
jumlah elektron terhadap bentuk orbital
4. Miskonsepsi
arah dari bilangan kuantum spin
5. Miskonsepsi
kata elektron terakhir dan perbedaan antara elektron terluar dengan elektron
valensi
6. Miskonsepsi
antara pengisian elektron dan penyusunan elektron
7. Konfigurasi
elektron bilangan kuantum menjelaskan berbagai unsur dalam sistem periodik.
Terjadinya
miskonsepsi dari konsep konfigurasi elektron menurut teori atom Bohr
menyebabkan miskonsepsi konfigurasi elektron berdasarkan teori mekanika kunatum
semakin besar. Oleh karena itu, berdasarkan diskusi kelas, penyampaian
konfigurasi elektron dengan cara Bohr tidak perlu diberikan lagi ke siswa kelas
X. Hal ini dikarenakan keterbatasan konfigurasi elektron Bohr menjelaskan
konfigurasi untuk unsur-unsur yang memiliki lebih dari satu elektron.
DAFTAR PUSTAKA
CK-12
Foundation. (2010). CK-12 Chemistry
[versi elektronik]. San Fransisco: Flexbook.
Fauziah,
N. (2009). Kimia 2 : SMA dan MA Kelas XI.
Jakarta : Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional.
Fauziah, N. (2009). Kimia 2 : SMA dan MA Kelas XI. Jakarta : Pusat Perbukuan, Departemen
Pendidikan Nasional.
Harnanto
A. Dan Ruminten. (2009). Kimia 2 : Untuk
SMA/MA Kelas XI. Jakarta : Pusat Perbukuan Departemen Pendidikan Nasional.
Kemendiknas.
(2006). Peraturan Menteri Pendidikan Nasional Nomor 2, Tahun 2006, tentang
Standar Isi.
Partana, C.F. dan Wiyarsi, A. (2009). Mari Belajar Kimia 2: untuk SMA XI IPA.
Jakarta : Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional.
Petrucci,
Ralph. H., et. al. (2011). General
Chemistry: Principles and Modern Applications 10th edition.
Toronto: Pearson.
Sinamora,
Maruli., & Redhana, I Wayan. (2007). Identifikasi
Miskonsepsi Guru Kimia Pada Pembelajaran Konsep Struktur Atom [versi
elektronik]. Jurnal Penelitian dan Pengembangan Pendidikan, 1(2), 148-160.
Sugiyarto, K.H., Pratomo, Heru., & Gultom.
(2011). Miskonsepsi Atas Pokok Bahasan
Bilangan Kuantum dan Konfigurasi Elektron Pada Bebagai Buku Ajar Kimia SMA dan
Para Guru Penggunanya. Makalah disampaikan pada Seminar Nasional Kimia:
Perananan Pendidikan Kimia, Penilitian dan Industri Dalam Pembentukan Karakter,
di FMIPA Universitas Negeri Yogyakarta.
