Proses Deep Drawing

Definisi Drawing
Deep Drawing atau biasa disebut drawing adalah salah satu jenis proses pembentukan logam, dimana bentuk pada umumnya berupa silinder dan selalu mempunyai kedalaman tertentu, sedangkan defiisi menurut P.CO Sharma seorang professor production technology drawing adalah Proses drawing adalah proses pembentukan logam dari lembaran logam ke dalam bentuk tabung (hallow shape) (P.C. Sharma 2001 : 88)

Deep Drawing dan Drawing
Deep drawing dan drawing pada intinya merupakan satu jenis proses produksi namun terdapat beberapa ahli yang membedakan dengan indek ketinggian, proses deep drawing mempunyai indek ketinggian yang lebih besar dibandingkan dengan drawing.
Selain itu terdapat proses praduksi yang berbeda dengan proses drawing tetapi juga diberi istilah drawing, proses tersebut berupa penarikan, seperti pada pembuatan beberapa jenis bentuk kawat, untuk membedakan kedua proses tersebut (penarikan dan pembuatan bentuk silinder) beberapa ahli memberikan istilah yang lebih khusus. Yaitu rod drawing atau wire drawing untuk proses pembentukan kawat.

Artikel ini akan mengenalkan lebih lanjut tentang proses drawing, proses drawing yang dimaksudkan dalam artikel ini adalah proses drawing yang mempunyai kesamaan arti dengan deep drawing
bahan dasar dari proses drawing adalah lembaran logam (sheet metal) yang disebut dengan blank, sedangkan produk dari hasil proses drawing disebut dengan draw piece, (gambar 1)

Sumber : D. Eugene Ostergaard ;1967 : 131
Gambar 1 : Blank dan draw piece

Proses Drawing
Proses drawing dilakukan dengan menekan material benda kerja yang berupa lembaran logam yang disebut dengan blank sehingga terjadi peregangan mengikuti bentuk dies, bentuk akhir ditentukan oleh punch sebagai penekan dan die sebagai penahan benda kerja saat di tekan oleh punch. pengertian dari sheet metal adalah lembaran logam dengan ketebalan maksimal 6 mm, lembaran logam (sheet metal) di pasaran dijual dalam bentuk lembaran dan gulungan. Terdapat berbegai tipe dari lembaran logam yang digunakan, pemilihan dari jenis lembaran tersebut tergantung dari :
Strain rate yang diperlukan
Benda yang akan dibuat
Material yang diingginkan
Ketebalan benda yang akan dibuat
Kedalaman benda
Pada umumnya berbebagai jenis material logam dalam bentuk lembaran dapat digunakan untuk proses drawing seperti stainless stell, alumunium, tembaga, perak, emas, baja. Maupun titanium. Gambaran lengkap proses drawing dapat dilihat pada gambar 2

Sumber : D. Eugene Ostergaard ;1967 : 128
Gambar 2.: Proses drawing

Kontak Awal
Pada gambar 2.A, punch bergerak dari atas ke bawah, blank dipegang oleh nest agar tidak bergeser ke samping, kontak awal terjadi ketika bagian-bagian dari die set saling menyentuh lembaran logam (blank) saat kontak awal terjadi belum terjadi gaya-gaya dan gesekan dalam proses drawing.
Bending
Selanjutnya lembaran logam mengalami proses bending seperti pada gambar 2. B, punch terus menekan kebawah sehingga posisi punch lebih dalam melebihi jari-jari (R) dari die, sedangkan posisi die tetap tidak bergerak ataupun berpindah tempat, kombinasi gaya tekan dari punch dan gaya penahan dari die menyebabkan material mengalami peregangan sepanjang jari-jari die, sedangkan daerah terluar dari blank mengalami kompresi arah radial. Bending merupakan proses pertama yang terjadi pada rangkaian pembentukan proses drawing, keberhasilan proses bending ditentukan oleh aliran material saat proses terjadi.


Straightening
Saat punch sudah melewati radius die, gerakan punch ke bawah akan menghasilkan pelurusan sepanjang dinding die ( gambar 2. C ), lembaran logam akan mengalami peregangan sepanjang dinding die. Dari proses pelurusan sepanjang dinding die diharapkan mampu menghasilkan bentuk silinder sesuai dengan bentuk die dan punch.
Compression
Proses compression terjadi ketika punch bergerak kebawah, akibatnya blank tertarik untuk mengikuti gerakan dari punch, daerah blank yang masih berada pada blankholder akan mengalami compression arah radial mengikuti bentuk dari die.
Tension
Tegangan tarik terbesar terjadi pada bagian bawah cup produk hasil drawing, bagian ini adalah bagian yang paling mudah mengalami cacat sobek (tore), pembentukan bagian bawah cup merupakan proses terakhir pada proses drawing.

Komponen Utama Die Set
Proses drawing mempunyai karateristik khusus dibandingkan dengan proses pembentukan logam lain, yaitu pada umumnya produk yang dihasilkan memiliki bentuk tabung yang mempunyai ketinggian tertentu, sehingga die yang digunakan dalam juga mempunyai bentuk khusus, proses pembentukan berarti adalah proses non cutting logam. Produk yang dihasilkan dari drawing bervariasi tergantung dari desain die dan punch, gambar 2.4 menunjukkan beberapa jenis produk (draw piece) hasil drawing.

Sumber : D. Eugene Ostergaard ;1967 : 127
Gambar 3 : Beberapa macam bentuk draw piece
Dalam satu unit die set terdapat komponen utama yaitu :
1. punch
2. blankholder
3. die
sedangkan komponen lainya merupakan komponen tambahan tergantung dari jenis die yang dipakai.
Bentuk dan posisi dari komponen utama tersebut dapat dilihat pada gambar 4

Sumber : http://www.thefabricator.com/
Gambar 4 : Bagian Utama Die Drawing
Blankholder
Berfungsi memegang blank atau benda kerja berupa lembaran logam, pada gambar diatas blankholder berada diatas benda kerja, walaupun berfungsi untuk memegang benda kerja, benda kerja harus tetap dapat bergerak saat proses drawing dilakukan sebab saat proses drawing berlangsung benda kerja yang dijepit oleh blankholder akan bergerak ke arah pusat sesuai dengan bentuk dari die drawing. Sebagian jenis blankholder diganti dengan nest yang mempunyai fungsi hampir sama, bentuk nest berupa lingkaran yang terdapat lubang didalamnya, lubang tersebut sebagai tempat peletakan dari benda kerja agar tidak bergeser ke samping.
Punch
Punch merupakan bagian yang bergerak ke bawah untuk meneruskan gaya dari sumber tenaga sehingga blank tertekan ke bawah, bentuk punch disesuaikan dengan bentuk akhir yang diiginkan dari proses drawing, letak punch pada gambar 2. berada di atas blank, posisi dari punch sebenarnya tidak selalu diatas tergantung dari jenis die drawing yang digunakan.
Die
Merupakan komponen utama yang berperan dalam menentukan bentuk akhir dari benda kerja drawing (draw piece), bentuk dan ukuran die bervariasi sesuai dengan bentuk akhir yang diinginkan, kontruksi die harus mampu menahan gerakan, gaya geser serta gaya punch. Pada die terdapat radius tertentu yang berfungsi mempermudah reduksi benda saat proses berlangsung, lebih jauh lagi dengan adanya jari-jari diharapakan tidak terjadi sobek pada material yang akan di drawing.

Variabel Proses Drawing
Terdapat beberapa hal yang perlu diperhatikan dalam melakukan proses drawing, variabel yang mempengaruhi proses drawing antara lain :
1. Gesekan
Saat proses drawing berlangsung gesekan terjadi antara permukaan punch, dies drawing dengan blank, gesekan akan mempengaruhi hasil dari produk yang dihasilkan sekaligus mempengaruhi besarnya gaya yang dibutuhkan untuk proses pembentukan drawing, semakin besar gaya gesek maka gaya untuk proses drawing juga meningkat, beberapa faktor yang mempengaruhi gesekan antara lain :
• Pelumasan
proses pelumasan adalah salah satu cara mengontrol kondisi lapisan tribologi pada proses drawing, dengan pelumasan diharapkan mampu menurunkan koefisien gesek permukaan material yang bersinggungan.
• Gaya Blank Holder
Gaya blank holder yang tinggi akan meningkatkan gesekan yang terjadi, bila gaya blank holder terlalu tinggi dapat mengakibatkan aliran material tidak sempurna sehingga produk dapat mengalami cacat.
• Kekasaran Permukaan Blank
Kekasaran permukaan blank mempengaruhi besarnya gesekan yang terjadi, semakin kasar permukaan blank maka gesekan yang terjadi juga semakin besar. Hal ini disebabkan kofisien gesek yang terjadi semakin besar seiring dengan peningkatan kekasaran permukaan.
• Kekasaran Permukaan punch, die dan blank holder
Seperti halnya permukaan blank semakin kasar permukaan punch, die dan blank holder koefisien gesek yang dihasilkan semakin besar sehingga gesekan yang terjadi juga semakin besar.

2. Bending dan straightening
Pada proses drawing setelah blank holder dan punch menempel pada permukaan blank saat kondisi blank masih lurus selanjutnya terjadi proses pembengkokan material (bending) dan pelurusan sheet sepanjang sisi samping dalam dies (straightening). Variabel yang mempengaruhi proses ini adalah :
• Radius Punch
Radius punch disesuaikan dengan besarnya radius die, radius punch yang tajam akan memperbesar gaya bending yang dibutuhkan untuk proses drawing.
• Radius Die
Radius die disesuaikan dengan produk yang pada nantinya akan dihasilkan, radius die berpengaruh terhadap gaya pembentukan, bila besarnya radius die mendekati besarnya tebal lembaran logam maka gaya bending yang terjadi semakin kecil sebaliknya apabila besarnya radius die semakin meningkat maka gaya bending yang terjadi semakin besar.
3 Penekanan
Proses penekanan terjadi setelah proses straghtening, proses ini merupakan proses terakhir yang menetukan bentuk dari bagian bawah produk drawing, besarnya gaya tekan yang dilakukan dipengaruhi oleh :
• Drawability
Drawability adalah kemampuan bahan untuk dilakukan proses drawing, sedangkan nilainya ditentukan oleh Limiting drawing ratio ( ), batas maksimum adalah batas dimana bila material mengalami proses penarikan dan melebihi nilai limit akan terjadi cacat sobek (craking).
• Keuletan logam
Semakin ulet lembaran logam blank semakin besar kemampuan blank untuk dibentuk ke dalam bentuk yang beranekaragam dan tidak mudah terjadi sobek pada saat proses penekanan, keuletan logam yang kecil mengakibatkan blank mudah sobek
• Tegangan Maksimum material
Material blank yang mempunyai tegangan maksimum besar mempunyai kekuatan menahan tegangan yang lebih besar sehingga produk tidak mudah mengalami cacat, material dengan tegangan maksimum kecil mudah cacat seperti sobek dan berkerut.

• Ketebalan Blank
Ketebalan blank mempengaruhi besar dari gaya penekanan yang dibutuhkan, semakin tebal blank akan dibutuhkan gaya penekanan yang besar sebaliknya bila blank semakin tipis maka dibutuhkan gaya yang kecil untuk menekan blank.
• Temperatur
Dengan naiknya temperatur akan dibutuhkan gaya penekanan yang kecil hal ini disebabkan kondisi material yang ikatan butirannya semakin meregang sehingga material mudah untuk dilakukan deformasi.
4. Diameter blank
Diemeter blank tergantung dari bentuk produk yang akan dibuat, apabila material kurang dari kebutuhan dapat menyebabkan bentuk produk tidak sesuai dengan yang diinginkan, namun bila material blank terlalu berlebih dari kebutuhan dapat menyebabkan terjadinya cacat pada produk seperti kerutan pada pinggiran serta sobek pada daerah yang mengalami bending.
5. Kelonggaran
Kelonggoran atau cleaerence adalah celah antara punch dan die untuk memudahkan gerakan lembaran logam saat proses drawing berlangsung.
Untuk memudahkan gerakan lembaran logam pada waktu proses drawing, maka besar clearence tersebut 7 % - 20 % lebih besar dari tebal lembaran logam, bila celah die terlalu kecil atau kurang dari tebal lembaran logam, lembaran logam dapat mengalami penipisan (ironing) dan bila besar clearence melebihi toleransi 20 % dapat mengakibatkan terjadinya kerutan. (Donaldson,1986:73)
6. Strain Ratio
Strain ratio adalah ketahanan lembaran logam untuk mengalami peregangan, bila lembaran memiliki perbandingan regangan yang tinggi maka kemungkinan terjadinya sobekan akan lebih kecil.
7. Kecepatan Drawing
Die drawing jenis punch berada diatas dengan nest dapat diberi kecepatan yang lebih tinggi dibandingkan jenis die yang menggunakan blank holder, kecepatan yang tidak sesuai dapat menyebabkan retak bahkan sobek pada material, masing – masing jenis material mempunyai karateristik berbeda sehingga kecepatan maksimal masing – masing material juga berbeda. Tabel berikut adalah kecepatan maksimal beberapa jenis material yang biasa digunakan untuk sheet metal drawing.
Tabel 2.1 : Jenis material dan kecepatan maksimal draw dies
Material Kecepatan
Alumunium 0,762 m/s
Brass 1,02 m/s
Copper 0,762 m/s
Steel 0,279 m/s
Steel, stainless 0,203 m/s
Sumber : D. Eugene Ostergaard ;1967 : 131

Konfigurasi elektron

Langsung ke: navigasi, cari

Orbital-orbital molekul dan atom elektron

Dalam fisika atom dan kimia kuantum, konfigurasi elektron adalah susunan elektron-elektron pada sebuah atom, molekul, atau struktur fisik lainnya.^[1] Sama seperti partikel elementer lainnya, elektron patuh pada hukum mekanika kuantum dan menampilkan sifat-sifat bak-partikel maupun bak-gelombang. Secara formal, keadaan kuantum elektron tertentu ditentukan oleh fungsi gelombangnya, yaitu sebuah fungsi ruang dan waktu yang bernilai kompleks. Menurut interpretasi mekanika kuantum Copenhagen, posisi sebuah elektron tidak bisa ditentukan kecuali setelah adanya aksi pengukuran yang menyebabkannya untuk bisa dideteksi. Probabilitas aksi pengukuran akan mendeteksi sebuah elektron pada titik tertentu pada ruang adalah proporsional terhadap kuadrat nilai absolut fungsi gelombang pada titik tersebut.

Elektron-elektron dapat berpindah dari satu aras energi ke aras energi yang lainnya dengan emisi atau absorpsi kuantum energi dalam bentuk foton. Oleh karena asas larangan Pauli, tidak boleh ada lebih dari dua elektron yang dapat menempati sebuah orbital atom, sehingga elektron hanya akan meloncat dari satu orbital ke orbital yang lainnya hanya jika terdapat kekosongan di dalamnya.

Pengetahuan atas konfigurasi elektron atom-atom sangat berguna dalam membantu pemahaman struktur tabel periodik unsur-unsur. Konsep ini juga berguna dalam menjelaskan ikatan kimia yang menjaga atom-atom tetap bersama.

Daftar isi [sembunyikan] 1 Kelopak dan subkelopak 2 Notasi 3 Sejarah 4 Asas Aufbau 4.1 Tabel periodik 4.2 Kelemahan asas Aufbau 4.3 Ionisasi logam transisi 4.4 Pengecualian kaidah Madelung lainnya 5 Lihat pula 6 Catatan kaki dan referensi 7 Pranala luar

[sunting] Kelopak dan subkelopak

Lihat pula: Kelopak elektron

Konfigurasi elektron yang pertama kali dipikirkan adalah berdasarkan pada model atom model Bohr. Adalah umum membicarakan kelopak maupun subkelopak walaupun sudah terdapat kemajuan dalam pemahaman sifat-sifat mekania kuantum elektron. Berdasarkan asas larangan Pauli, sebuah orbital hanya dapat menampung maksimal dua elektron. Namun pada kasus-kasus tertentu, terdapat beberapa orbital yang memiliki aras energi yang sama (dikatakan berdegenerasi), dan orbital-orbital ini dihitung bersama dalam konfigurasi elektron.

Kelopak elektron merupakan sekumpulan orbital-orbital atom yang memiliki bilangan kuantum utama n yang sama, sehingga orbital 3s, orbital-orbital 3p, dan orbital-orbital 3d semuanya merupakan bagian dari kelopak ketiga. Sebuah kelopak elektron dapat menampung 2n² elektron; kelopak pertama dapat menampung 2 elektron, kelopak kedua 8 elektron, dan kelopak ketiga 18 elektron, demikian seterusnya.

Subkelopak elektron merupakan sekelompok orbital-orbital yang mempunyai label orbital yang sama, yakni yang memiliki nilai n dan l yang sama. Sehingga tiga orbital 2p membentuk satu subkelopak, yang dapat menampung enam elektron. Jumlah elektron yang dapat ditampung pada sebuah subkelopak berjumlah 2(2l+1); sehingga subkelopak "s" dapat menampung 2 elektron, subkelopak "p" 6 elektron, subkelopak "d" 10 elektron, dan subkelopak "f" 14 elektron.

Jumlah elektron yang dapat menduduki setiap kelopak dan subkelopak berasal dari persamaan mekanika kuantum,^[2] terutama asas larangan Pauli yang menyatakan bahwa tidak ada dua elektron dalam satu atom yang bisa mempunyai nilai yang sama pada keempat bilangan kuantumnya.^[3]

[sunting] Notasi

Lihat pula: Orbital atom

Para fisikawan dan kimiawan menggunakan notasi standar untuk mendeskripsikan konfigurasi-konfigurasi elektron atom dan molekul. Untuk atom, notasinya terdiri dari untaian label orbital atom (misalnya 1s, 3d, 4f) dengan jumlah elektron dituliskan pada setiap orbital (atau sekelompok orbital yang mempunyai label yang sama). Sebagai contoh, hidrogen mempunyai satu elektron pada orbital s kelopak pertama, sehingga konfigurasinya ditulis sebagai 1s¹. Litium mempunyai dua elektron pada subkelopak 1s dan satu elektron pada subkelopak 2s, sehingga konfigurasi elektronnya ditulis sebagai 1s² 2s¹. Fosfor (bilangan atom 15) mempunyai konfigurasi elektron : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³.

Untuk atom dengan banyak elektron, notasi ini akan menjadi sangat panjang, sehingga notasi yang disingkat sering digunakan. Konfigurasi elektron fosfor, misalnya, berbeda dari neon (1s² 2s² 2p⁶) hanya pada keberadaan kelopak ketiga. Sehingga konfigurasi elektron neon dapat digunakan untuk menyingkat konfigurasi elektron fosfor. Konfigurasi elektron fosfor kemudian dapat ditulis: [Ne] 3s² 3p³. Konvensi ini sangat berguna karena elektron-elektron pada kelopak terluar sajalah yang paling menentukan sifat-sifat kimiawi sebuah unsur.

Urutan penulisan orbital tidaklah tetap, beberapa sumber mengelompokkan semua orbital dengan nilai n yang sama bersama, sedangkan sumber lainnya mengikuti urutan berdasarkan asas Aufbau. Sehingga konfigurasi Besi dapat ditulis sebagai [Ar] 3d⁶ 4s² ataupun [Ar] 4s² 3d⁶ (mengikuti asas Aufbau).

Adalah umum untuk menemukan label-label orbital "s", "p", "d", "f" ditulis miring, walaupaun IUPAC merekomendasikan penulisan normal. Pemilihan huruf "s", "p", "d", "f" berasal dari sistem lama dalam mengkategorikan garis spektra, yakni "sharp", "principal", "diffuse", dan "fine". Setelah "f", label selanjutnya diikuti secara alfabetis, yakni "g", "h", "i", ...dst, walaupun orbital-orbital ini belum ditemukan.

Konfigurasi elektron molekul ditulis dengan cara yang sama, kecuali bahwa label orbital molekullah yang digunakan, dan bukannya label orbital atom.

[sunting] Sejarah

Niels Bohr adalah orang yang pertama kali (1923) mengajukan bahwa periodisitas pada sifat-sifat unsur kimia dapat dijelaskan oleh struktur elektronik atom tersebut.^[4] Pengajuannya didasarkan pada model atom Bohr, yang mana kelopak-kelopak elektronnya merupakan orbit dengan jarak yang tetap dari inti atom. Konfigurasi awal Bohr berbeda dengan konfigurasi yang sekarang digunakan: sulfur berkonfigurasi 2.4.4.6 daripada 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴.

Satu tahun kemudian, E. C. Stoner memasukkan bilangan kuantum ketiga Sommerfeld ke dalam deskripsi kelopak elektron, dan dengan benar memprediksi struktur kelopak sulfur sebagai 2.8.6.^[5] Walaupun demikian, baik sistem Bohr maupun sistem Stoner tidak dapat menjelaskan dengan baik perubahan spektra atom dalam medan magnet (efek Zeeman).

Bohr sadar akan kekurangan ini (dan yang lainnya), dan menulis surat kepada temannya Wolfgang Pauli untuk meminta bantuannya menyelamatkan teori kuantum (sistem yang sekarang dikenal sebagai "teori kuantum lama"). Pauli menyadari bahwa efek Zeeman haruslah hanya diakibatkan oleh elektron-elektron terluar atom. Ia juga dapat menghasilkan kembali struktur kelopak Stoner, namun dengan struktur subkelopak yang benar dengan pemasukan sebuah bilangan kuantum keempat dan asas larangannya (1925):^[6]

It should be forbidden for more than one electron with the same value of the main quantum number n to have the same value for the other three quantum numbers k [l], j [m_l] and m [m_s].

Adalah tidak diperbolehkan untuk lebih dari satu elektron dengan nilai bilangan kuantum utama n yang sama memiliki nilai tiga bilangan kuantum k [l], j [m_l] dan m [m_s] yang sama.

Persamaan Schrödinger yang dipublikasikan tahun 1926 menghasilkan tiga dari empat bilangan kuantum sebagai konsekuensi penyelesainnya untuk atom hidrogen:^[2] penyelesaian ini menghasilkan orbital-orbital atom yang dapat kita temukan dalam buku-buku teks kimia. Kajian spektra atom mengijinkan konfigurasi elektron atom untuk dapat ditentukan secara eksperimen, yang pada akhirnya menghasilkan kaidah empiris (dikenal sebagai kaidah Madelung (1936)^[7]) untuk urutan orbital atom mana yang terlebih dahulu diisi elektron.

[sunting] Asas Aufbau

Asas Aufbau (berasal dari Bahasa Jerman Aufbau yang berarti "membangun, konstruksi") adalah bagian penting dalam konsep konfigurasi elektron awal Bohr. Ia dapat dinyatakan sebagai:^[8]

Terdapat maksimal dua elektron yang dapat diisi ke dalam orbital dengan urutan peningkatan energi orbital: orbital berenergi terendah diisi terlebih dahulu sebelum elektron diletakkan ke orbital berenergi lebih tinggi.

Urutan pengisian orbital-orbital atom mengikuti arah panah.

Asas ini bekerja dengan baik (untuk keadaan dasar atom-atom) untuk 18 unsur pertama; ia akan menjadi semakin kurang tepat untuk 100 unsur sisanya. Bentuk modern asas Aufbau menjelaskan urutan energi orbital berdasarkan kaidah Madelung, pertama kali dinyatakan oleh Erwin Madelung pada tahun 1936.^[7][9]

1.       Orbital diisi dengan urutan peningkatan n+l;

2.       Apabila terdapat dua orbital dengan nilai n+l yang sama, maka orbital yang pertama diisi adalah orbital dengan nilai n yang paling rendah.

Sehingga, menurut kaidah ini, urutan pengisian orbital adalah sebagai berikut:

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p

Asas Aufbau dapat diterapkan, dalam bentuk yang dimodifikasi, ke proton dan neutron dalam inti atom.

[sunting] Tabel periodik

Bentuk tabel periodik berhubungan dekat dengan konfigurasi elektron atom unsur-unsur. Sebagai contoh, semua unsur golongan 2 memiliki konfigurasi elektron [E] ns² (dengan [E] adalah konfigurasi gas inert), dan memiliki kemiripan dalam sifat-sifat kimia. Kelopak elektron terluar atom sering dirujuk sebagai "kelopak valensi" dan menentukan sifat-sifat kimia suatu unsur. Perlu diingat bahwa kemiripan dalam sifat-sifat kimia telah diketahui satu abad sebelumnya, sebelum pemikiran konfigurasi elektron ada.^[10]

[sunting] Kelemahan asas Aufbau

Asas Aufbau begantung pada postulat dasar bahwa urutan energi orbital adalah tetap, baik untuk suatu unsur atau di antara unsur-unsur yang berbeda. Ia menganggap orbital-orbital atom sebagai "kotak-kotak" energi tetap yang mana dapat diletakkan dua elektron. Namun, energi elektron dalam orbital atom bergantung pada energi keseluruhan elektron dalam atom (atau ion, molekul, dsb). Tidak ada "penyelesaian satu elektron" untuk sebuah sistem dengan elektron lebih dari satu, sebaliknya yang ada hanya sekelompok penyelesaian banyak elektron, yang tidak dapat dihitung secara eksak^[11] (walaupun terdapat pendekatan matematika yang dapat dilakukan, seperti metode Hartree-Fock).

[sunting] Ionisasi logam transisi

Aplikasi asas Aufbau yang terlalu dipaksakan kemudan menghasilkan paradoks dalam kimia logam transisi. Kalium dan kalsium muncul dalam tabel periodik sebelum logam transisi, dan memiliki konfigurasi elektron [Ar] 4s¹ dan [Ar] 4s² (orbital 4s diisi terlebih dahulu sebelum orbital 3d). Hal ini sesuai dengan kaidah Madelung, karena orbital 4s memiliki nilai n+l  = 4 (n = 4, l = 0), sedangkan orbital 3d n+l  = 5 (n = 3, l = 2). Namun kromium dan tembaga memiliki konfigurasi elektron [Ar] 3d⁵ 4s¹ dan [Ar] 3d¹⁰ 4s¹ (satu elektron melewati pengisian orbital 4s ke orbital 3d untuk menghasilkan subkelopak yang terisi setengah). Dalam kasus ini, penjelasan yang diberikan adalah "subkelopak yang terisi setengah ataupun terisi penuh adalah susunan elektron yang stabil".

Paradoks akan muncul ketika elektron dilepaskan dari atom logam transisi, membentuk ion. Elektron yang pertama kali diionisasikan bukan berasal dari orbital 3d, melainkan dari 4s. Hal yang sama juga terjadi ketika senyawa kimia terbentuk. Kromium heksakarbonil dapat dijelaskan sebagai atom kromium (bukan ion karena keadaan oksidasinya 0) yang dikelilingi enam ligan karbon monoksida; ia bersifat diamagnetik dan konfigurasi atom pusat kromium adalah 3d⁶, yang berarti bahwa orbital 4s pada atom bebas telah bepindah ke orbital 3d ketika bersenyawa. Pergantian elektron antara 4s dan 3d ini dapat ditemukan secara universal pada deret pertama logam-logam transisi.^[12]

Fenomena ini akan menjadi paradoks hanya ketika diasumsikan bahwa energi orbital atom adalah tetap dan tidak dipengaruhi oleh keberadaan elektron pada orbital-orbital lainnya. Jika begitu, maka orbital 3d akan memiliki energi yang sama dengan orbital 3p, seperti pada hidrogen. Namun hal ini jelas-jelas tidak demikian.

[sunting] Pengecualian kaidah Madelung lainnya

Terdapat beberapa pengecualian kaidah Madelung lainnya untuk unsur-unsur yang lebih berat, dan akan semakin sulit untuk menggunakan penjelasan yang sederhana mengenai pengecualian ini. Adalah mungkin untuk memprediksikan kebanyakan pengecualian ini menggunakan perhitungan Hartree-Fock,^[13] yang merupakan metode pendekatan dengan melibatkan efek elektron lainnya pada energi orbital. Untuk unsur-unsur yang lebih berat, diperlukan juga keterlibatan efek relativitas khusus terhadap energi orbital atom, karena elektron-elektron pada kelopak dalam bergerak dengan kecepatan mendekati kecepatan cahaya. Secara umun, efek-efek relativistik ini^[14] cenderung menurunkan energi orbital s terhadap orbital atom lainnya.^[15]

Periode 5				Periode 6				Periode 7
Unsur	Z	Konfigurasi elektron		Unsur	Z	Konfigurasi elektron		Unsur	Z	Konfigurasi elektron
Itrium	39	[Kr] 5s2 4d1		Lantanum	57	[Xe] 6s2 5d1		Aktinium	89	[Rn] 7s2 6d1
				Serium	58	[Xe] 6s2 4f1 5d1		Torium	90	[Rn] 7s2 6d2
				Praseodimium	59	[Xe] 6s2 4f3		Protaktinium	91	[Rn] 7s2 5f2 6d1
				Neodimium	60	[Xe] 6s2 4f4		Uranium	92	[Rn] 7s2 5f3 6d1
				Prometium	61	[Xe] 6s2 4f5		Neptunium	93	[Rn] 7s2 5f4 6d1
				Samarium	62	[Xe] 6s2 4f6		Plutonium	94	[Rn] 7s2 5f6
				Europium	63	[Xe] 6s2 4f7		Amerisium	95	[Rn] 7s2 5f7
				Gadolinium	64	[Xe] 6s2 4f7 5d1		Kurium	96	[Rn] 7s2 5f7 6d1
				Terbium	65	[Xe] 6s2 4f9		Berkelium	97	[Rn] 7s2 5f9
Zirkonium	40	[Kr] 5s2 4d2		Hafnium	72	[Xe] 6s2 4f14 5d2
Niobium	41	[Kr] 5s1 4d4		Tantalum	73	[Xe] 6s2 4f14 5d3
Molibdenum	42	[Kr] 5s1 4d5		Tungsten	74	[Xe] 6s2 4f14 5d4
Teknesium	43	[Kr] 5s2 4d5		Renium	75	[Xe] 6s2 4f14 5d5
Rutenium	44	[Kr] 5s1 4d7		Osmium	76	[Xe] 6s2 4f14 5d6
Rodium	45	[Kr] 5s1 4d8		Iridium	77	[Xe] 6s2 4f14 5d7
Paladium	46	[Kr] 4d10		Platinum	78	[Xe] 6s1 4f14 5d9
Perak	47	[Kr] 5s1 4d10		Emas	79	[Xe] 6s1 4f14 5d10
Kadmium	48	[Kr] 5s2 4d10		Raksa	80	[Xe] 6s2 4f14 5d10
Indium	49	[Kr] 5s2 4d10 5p1		Talium	81	[Xe] 6s2 4f14 5d10 6p1

Konfigurasi elektron dari atom

Hubungan antara orbital dengan tabel periodik

Kita akan melihat bagaimana cara menuliskan konfigurasi elektron sampai pada orbital d. Halaman ini akan menjelaskan konfigurasi berdasarkan tabel periodik sederhana di atas ini dan selanjutnya pengaplikasiannya pada konfigurasi atom yang lebih besar.

Periode Pertama

Hidrogen hanya memiliki satu elektron pada orbital 1s, kita dapat menuliskannya dengan 1s¹ dan helium memiliki dua elektron pada orbital 1s sehingga dapat dituliskan dengan 1s²

Periode kedua

Sekarang kita masuk ke level kedua, yaitu periode kedua. Elektron litium memenuhi orbital 2s karena orbital ini memiliki energi yang lebih rendah daripada orbital 2p. Litium memiliki konfigurasi elektron 1s²2s¹. Berilium memiliki elektron kedua pada level yang sama – 1s²2s².

Sekarang kita mulai mengisi level 2p. Pada level ini seluruhnya memiliki energi yang sama, sehingga elektron akan menempati tiap orbital satu persatu.

B1s²2s²2p_x¹
C1s²2s²2p_x¹2p_y ¹
N1s²2s²2p_x¹2p_y ¹2p_z¹

Elektron selanjutnya akan membentuk sebuah pasangan dengan elektron tunggal yang sebelumnya menempati orbital.

O1s²2s²2p_x²2p _y¹2p_z¹
F1s²2s²2p_x²2p_y ²2p_z¹
Ne 1s²2s²2p_x²2p_y ²2p_z²

Kita dapat melihat di sini bahwa semakin banyak jumlah elektron, semakin merepotkan bagi kita untuk menuliskan struktur elektron secara lengkap. Ada dua cara penulisan untuk mengatasi hal ini dan kita harus terbiasa dengan kedua cara ini.

Cara singkat pertama : Seluruh variasi orbital p dapat dituliskan secara bertumpuk. Sebagai contoh, flor dapat ditulis sebagai 1s²2s²2p⁵, dan neon sebagai 1s²2s²2p⁶.

Penulisan ini biasa dilakukan jika elektron berada dalam kulit dalam. Jika elektron berada dalam keadaan berikatan (di mana elektron berada di luar atom), terkadang ditulis dalam cara singkat, terkadang dengan cara penuh.

Sebagai contoh, walaupun kita belum membahas konfigurasi elektron dari klor, kita dapat menuliskannya sebagai 1s²2s²2p⁶3s²3p_x²3p _y²3p_z¹.

Perhatikan bahwa elektron-elektron pada orbital 2p bertumpuk satu sama lain sementara orbital 3p dituliskan secara penuh. Sesungguhnya elektron-elektron pada orbital 3p terlibat dalam pembentukan ikatan karena berada pada kulit terluar dari atom, sementara elektron-elektron pada 2p terbenam jauh di dalam atom dan hampir bisa dikatakan tidak berperan sama sekali.

Cara singkat kedua : Kita dapat menumpukkan seluruh elektron-elektron terdalam dengan menggunakan, sebagai contoh, simbol [Ne]. Di dalam konteks ini, [Ne] berarti konfigurasi elektron dari atom neon -dengan kata lain 1s²2s²2p_x²2p_y²2p _z².

Berdasarkan cara di atas kita dapat menuliskan konfigurasi elektron klor dengan [Ne]3s²3p_x²3p_y²3p_z ¹.

Periode ketiga

Mulai dari neon, seluruh orbital tingkat kedua telah dipenuhi elekton, selanjutnya kita harus memulai dari natrium pada periode ketiga. Cara pengisiannya sama dengan periode-periode sebelumnya, kecuali adalah sekarang semuanya berlangsung pada periode ketiga.

Sebagai contoh :

		cara singkat
Mg	1s22s22p63s2	[Ne]3s2
S	1s22s22p63s23px 23py13pz1	[Ne]3s23px23py13p z1
Ar	1s22s22p63s23px 23py23pz2	[Ne]3s23px23py23p z2

Permulaan periode keempat

Sampai saat ini kita belum mengisi orbital tingkat 3 sampai penuh – tingkat 3d belum kita gunakan. Tetapi kalau kita melihat kembali tingkat energi orbital-orbital, kita dapat melihat bahwa setelah 3p energi orbital terendah adalah 4s – oleh karena itu elektron mengisinya terlebih dahulu.

K	1s22s22p63s23p6 4s1
Ca	1s22s22p63s23p6 4s2

Bukti kuat tentang hal ini ialah bahwa elemen seperti natrium ( 1s²2s²2p⁶3s¹ ) dan kalium ( 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s ¹ ) memiliki sifat kimia yang mirip.

Elektron terluar menentukan sifat dari suatu elemen. Sifat keduanya tidak akan mirip bila konfigurasi elektron terluar dari kalium adalah 3d¹.

Elemen blok s dan p

Elemen-elemen pada golongan 1 dari tabel periodik memiliki konfigurasi elektron terluar ns¹ (dimana n merupakan nomor antara 2 sampai 7). Seluruh elemen pada golongan 2 memiliki konfigurasi elektron terluar ns². Elemen-elemen di grup 1 dan 2 dideskripsikan sebagai elemen-elemen blok s.

Elemen-elemen dari golongan 3 seterusnya hingga gas mulia memiliki elektron terluar pada orbital p. Oleh karenanya, dideskripsikan dengan elemen-elemen blok p.

Elemen blok d

Perhatikan bahwa orbital 4s memiliki energi lebih rendah dibandingkan dengan orbital 3d sehingga orbital 4s terisi lebih dahulu. Setelah orbital 3d terisi, elektron selanjutnya akan mengisi orbital 4p.

Elemen-elemen pada blok d adalah elemen di mana elektron terakhir dari orbitalnya berada pada orbital d. Periode pertama dari blok d terdiri dari elemen dari skandium hingga seng, yang umumnya kita sebut dengan elemen transisi atau logam transisi. Istilah “elemen transisi” dan “elemen blok d” sebenarnya tidaklah memiliki arti yang sama, tetapi dalam perihal ini tidaklah menjadi suatu masalah.

Elektron d hampir selalu dideskripsikan sebagai, sebagai contoh, d5 atau d8 – dan bukan ditulis dalam orbital yang terpisah-pisah. Perhatikan bahwa ada 5 orbital d, dan elektron akan menempati orbital sendiri sejauh ia mungkin. Setelah 5 elektron menempati orbital sendiri-sendiri barulah elektron selanjutnya berpasangan.

d5 berarti

d8 berarti

Perhatikan bentuk pengisian orbital pada level 3, terutama pada pengisian atom 3d setelah 4s.

Sc	1s22s22p63s23p6 3d14s2
Ti	1s22s22p63s23p6 3d24s2
V	1s22s22p63s23p6 3d34s2
Cr	1s22s22p63s23p6 3d54s1

Perhatikan bahwa kromium tidak mengikuti keteraturan yang berlaku. Pada kromium elektron-elektron pada orbital 3d dan 4s ditempati oleh satu elektron. Memang, mudah untuk diingat jikalau keteraturan ini tidak berantakan – tapi sayangnya tidak !

Mn1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ 3d⁵4s²(kembali ke keteraturan semula)
Fe1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ 3d⁶4s²
Co1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ 3d⁷4s²
Ni1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ 3d⁸4s²
Cu1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ 3d¹⁰4s¹ (perhatikan!)
Zn1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ 3d¹⁰4s²
Pada elemen seng proses pengisian orbital d selesai.

Pengisian sisa periode 4

Orbital selanjutnya adalah 4p, yang pengisiannya sama seperti 2p atau 3p. Kita sekarang kembali ke elemen dari galium hingga kripton. Sebagai contoh, Brom, memilki konfigurasi elektron 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s ²4p_x²4p_y²4p_z¹.

Rangkuman

Menuliskan konfigurasi elektron dari hidrogen sampai kripton

• Gunakan tabel periodik untuk mendapatkan nomor atom yang berarti banyaknya jumlah elektron.
• Isilah orbital-orbital dengan urutan 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p sampai elektron-elektron selesai terisi. Cermatilah keteraturan pada orbital 3d ! Isilah orbital p dan d dengan elektron tunggal sebisa mungkin sebelum berpasangan.
• Ingat bahwa kromium dan tembaga memiliki konfigurasi elektron yang tidak sesuai dengan keteraturan.

Menuliskan struktur elektron elemen-elemen “besar” pada blok s dan p

Pertama kita berusaha untuk mengetahui jumlah elektron terluar. Jumlah elektron terluar sama dengan nomor golongan. Sebagai contoh, seluruh elemen pada golongan 3 memiliki 3 elektron pada level terluar. Lalu masukkan elektron-elektron tersebut ke orbital s dan p. Pada level orbital ke berapa ? Hitunglah periode pada tabel periodik.

Sebagai contoh, Yodium berada pada golongan 7 dan oleh karenanya memiliki 7 elektron terluar. Yodium berada pada periode 5 dan oleh karenanya elekton mengisi pada orbital 5s dan 5p. Jadi, Yodium memiliki konfigurasi elektron terluar 5s²5p_x²5p_y²5p_z ¹.

Bagaimana dengan konfigurasi elektron di dalamnya ? Level 1, 2, dan 3 telah terlebih dahulu terisi penuh, dan sisanya tinggal 4s, 4p, dan 4d. Sehingga konfigurasi seluruhnya adalah : 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s ²4p⁶4d¹⁰5s²5p_x²5p _y²5p_z¹.

Jikalau kita telah menyelesaikannya, hitunglah kembali jumlah seluruh elektron yang ada apakah sama dengan nomor atom.

Contoh yang kedua, Barium , berada pada golongan 2 dan memiliki 2 elektron terluar. Barium berada pada periode keenam. Oleh karenanya, Barium memilki konfigurasi elektron terluar 6s².

Konfigurasi keseluruhannya adalah : 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s ²4p⁶4d¹⁰5s²5p⁶6s².

Kita mungkin akan terjebak untuk mengisi orbital 5d¹⁰ tetapi ingatlah bahwa orbital d selalu diisi setelah orbital s pada level selanjutnya terisi. Sehingga orbital 5d diisi setelah 6s dan 3d diisi setelah 4s.

Konfigurasi Elektron
Kimia Kelas 2 > Struktur Atom

226

< Sebelum Sesudah >

Dalam setiap atom telah tersedia orbital-orbital, akan tetapi belum tentu semua orbital ini terisi penuh. Bagaimanakah pengisian elektron dalam orbital-orbital tersebut ?

Pengisian elektron dalam orbital-orbital memenuhi beberapa peraturan. antara lain:

1. Prinsip Aufbau : elektron-elektron mulai mengisi orbital dengan tingkat energi terendah dan seterusnya.

Orbital yang memenuhi tingkat energi yang paling rendah adalah 1s dilanjutkan dengan 2s, 2p, 3s, 3p, dan seterusnya dan untuk mempermudah dibuat diagram sebagai berikut:

Contoh pengisian elektron-elektron dalam orbital beberapa unsur:

Atom H : mempunyai  1 elektron, konfigurasinya 1s¹
Atom C : mempunyai  6 elektron, konfigurasinya 1s² 2s² 2p²
Atom K : mempunyai 19 elektron, konfigurasinya 1s² 2s² 2p⁶ 3S² 3p⁶ 4s¹

2. Prinsip Pauli : tidak mungkin di dalam atom terdapat 2 elektron dengan keempat bilangan kuantum yang sama.

Hal ini berarti, bila ada dua elektron yang mempunyai bilangan kuantum utama, azimuth dan magnetik yang sama, maka bilangan kuantum spinnya harus berlawanan.

3. Prinsip Hund : cara pengisian elektron dalam orbital pada suatu sub kulit ialah bahwa elektron-elektron tidak membentuk pasangan elektron sebelum masing-masing orbital terisi dengan sebuah elektron.

Contoh:
- Atom C dengan nomor atom 6, berarti memiliki 6 elektron dan cara Pengisian orbitalnya adalah:

Berdasarkan prinsip Hund, maka 1 elektron dari lintasan 2s akan berpindah ke lintasan 2pz, sehingga sekarang ada 4 elektron yang tidak berpasangan. Oleh karena itu agar semua orbitalnya penuh, maka atom karbon berikatan dengan unsur yang dapat memberikan 4 elektron. Sehingga di alam terdapat senyawa CH₄ atau CCl₄, tetapi tidak terdapat senyawa CCl₃ atau CCl₅.

Konfigurasi Elektron

Kata Kunci: bilangan kuantum, konfigurasi elektron, tingkat energi

Ditulis oleh Zulfikar pada 14-04-2010

Jumlah elektron dan proton merupakan pembeda bagi setiap unsur dan juga merupakan ciri serta yang menentukan sifat-sifat suatu unsur. Atas dasar ini diperlukan satu gambaran utuh bagaimana sebuah elektron berada dalam sebuah atom. Kajian lanjut dilakukan oleh Pauli dan menyatakan “ Bahwa dua elektron di dalam sebuah atom tidak mungkin memiliki ke empat bilangan kuantum yang sama”.

Dengan ketentuan ini maka membatasi jumlah elektron untuk berbagai kombinasi bilangan kuantum utama dengan kuantum azimut. Hal ini menyebabkan jumlah elektron maksimum dalam setiap sub tingkat energi
atau orbital memiliki jumlah tertentu dan besarnya setara dengan :
2 (2 ы + 1), dimana ы adalah bilangan kuantum azimut, atas dasar ini dapat kita simpulkan jumlah elektron yang berada dalam setiap orbital seperti tabel berikut.

Berdasarkan konsep Bangunan (Aufbau), elektron-elektron dalam suatu atom akan mengisi orbital yang memiliki energi paling rendah dilanjutkan ke orbital yang lebih tinggi, perhatikan juga Gambar 3.13.

Gambar 3.13. Konfigurasi Elektron dalam bentuk lingkaran, dimana posisi orbital sesuai dengan sub tingkat energi

Kombinasi dari pendapat ini mengantarkan hubungan antara Tingkat energi dengan orbital dalam sebuah atom secara detil dan teliti. Kedudukan orbital dimulai dari tingkat energi terendah, secara berurutan sebagai berikut :1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d < 4f < 6p < 7s < 6d < 5f, untuk lebih mudahnya perhatikan Gambar 3.14.

Gambar 3.14. Susunan dan hubungan bilangan kuantum utama, azimut dan bilangan kuantum magnetik

Atas dasar kombinasi ini maka, pengisian elektron merujuk pada tingkat energinya sehingga pengisian orbital secara berurutan adalah 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 5d dan seterusnya.

Pengisian elektron dalam sebuah orbital disajikan pada Gambar 3.15.

Gambar 3.15. Susunan elektron berdasarkan sub tingkat energi atau orbitalnya

Kajian selanjutnya dilakukan oleh Hund, yang menyatakan Elektron dalam mengisi orbital tidak membentuk pasangan terlebih dahulu. Hal ini terkait bahwa setiap orbital dapat terisi oleh dua elektron yang berbeda arah momen spinnya. Dengan aturan Hund, konfigurasi elektron dalam sebuah atom menjadi lengkap dan kita dapat menggambarkan sebuah atom dengan teliti.Sebagai contoh atom karbon dengan nomor atom 6. Atom karbon memiliki 6 elektron, sehingga memiliki orbital 1s (pada tingkat energi pertama), pada tingkat energi kedua terdapat orbital 2s dan 2p. Pengisian elektron memiliki dua alternatif, pertama orbital 1s, 2s dan 2px terisi dua elektron, seperti di bawah ini

Namun ini tidak memenuhi aturan Hund, dimana setiap orbital harus terisi terlebih dahulu dengan satu elektron, menurut susunan elektron Karbon menjadi :

Pengisian elektron diawali pada tingkat energi terendah yaitu orbital 1s, dilanjutkan pada orbital 2s, karena jumlah elektron yang tersisa 2 buah, maka elektron akan mengisi orbital 2px, dilanjutkan dengan orbital 2py, mengikuti aturan Hund. Untuk mempermudah membuat konfigurasi elektron dalam sebuah atom dapat dipergunakan bagan pengisian elektron sebagaimana ditampilkan pada Gambar 3.15 dan 3.16. Peran elektron dalam memunculkan sifat tertentu bagi suatu unsur ditentukan oleh elektron yang berada pada tingkat energi tertinggi. Jika kita mempergunakan istilah kulit maka elektron yang berperan adalah elektron yang berada pada kulit terluar, posisi elektron pada tingkat energi tertinggi atau elektron pada kulit terluar disebut sebagai elektron valensi.

Gambar 3.16. Susunan elektron sesuai dengan tingkat energi dan sub tingkat energinya

Dalam susunan elektron diketahui bahwa elektron yang berjarak paling dekat ke inti adalah elektron yang menempati orbital 1s. Inti yang bermuatan positif akan menarik elektron, sehingga semakin dekat inti otomatis elektron akan tertarik ke inti. Hal ini berdampak pada terjadi pengurangan jarak dari elektron tersebut ke inti atom. Berbeda dengan elektron yang berada pada tingkat energi yang tinggi, jarak dari inti semakin jauh sehingga daya tarik inti atom juga semakin menurun. Oleh sebab itu posisi elektron terluar relatif kurang stabil dan memiliki kecenderungan mudah dilepaskan.

Apa yang terjadi jika suatu elektron terlepas dari sebuah atom?. Kita dapat mengambil contoh pada sebuah atom yang memiliki nomor atom 11. Dari informasi ini kita ketahui bahwa atom tersebut memiliki 11 proton dan 11 elektron. Susunan elektron pada atom tersebut adalah : 1s2, 2s2, 2p6 dan 3s1 pada Gambar 3.17. Jika elektron pada kulit terluar terlepas (karena daya tarik inti lemah jika dibandingkan dengan 2p6), maka atom ini berubah komposisi proton dan elektronnya yaitu jumlah proton tetap (11) jumlah elektron berkurang menjadi 10, sehingga atom tersebut kelebihan muatan positif atau berubah menjadi ion positif.

Elektron 3s1 adalah elektron yang mudah dilepaskan

Perubahan ini dapat kita tuliskan dengan persamaan reaksi dimana atom yang bernomor atom 11 adalah Na (Natriun)

Na → Na+ + e (e = elektron)

Unsur-unsur dengan elektron valensi s1, memiliki kecenderungan yang tinggi menjadi ion positif atau elektropositif.

Dalam kasus lain, sebuah atom juga memiliki kecenderungan menarik elektron, dalam hal ini elektron dari luar. Hal ini terjadi karena inti atom memiliki daya tarik yang kuat, proses penarikan elektron oleh sebuah atom ditunjukkan oleh atom Flor (F). Konfigurasi elektron untuk atom ini adalah 1s2, 2s2, dan 2 p5, perhatikan Gambar 3.18.

Gambar 3.17. Orbital 3s berisi satu elektron dengan jarak terjauh dari inti dan mudah dilepaskan

Gambar 3.18. Susunan Elektron untuk atom Flor

Jika atom ini menarik sebuah elektron, maka konfigurasinya berubah menjadi 1s2, 2s2, dan 2 p6. Di dalam inti atom Flor terdapat 9 proton atau muatan positif, sehingga tidak dapat menetralisir jumlah elektron yang ada. Dengan kelebihan elektron maka atom ini berubah menjadi ion negatif.

Orbital atom Flor, dengan 5 elektron terluar, masih tersedia ruang dalam orbital pz.

Elektron dari luar akan masuk kedalam orbital 2pz, dan mengubah konfigurasinya menjadi sehingga atom Flor menjadi ion Flor yang bermuatan negatif. Unsur-unsur dengan elektron valensi p5 memiliki kecenderungan yang tinggi menjadi ion negatif atau memiliki keelektronegatifan yang tinggi. Perubahan pada atom Flor juga dapat dinyatakan kedalam bentuk persamaan reaksi seperti di bawah ini.

F + e → F- (e = elektron)

Makna persamaan di atas adalah, atom Flor dapat berubah menjadi ion Flor dengan cara menarik elektron dari luar, sehingga atom Flor menjadi kelebihan muatan negatif dan menjadi ion Flor. Perubahan konfigurasi elektron di dalam orbitalnya atau pada setiap tingkat energinya dapat kita bandingkan dengan menggunakan Gambar 2.17 dan Gambar 2.18.

Dari penjelasan di atas tampak bahwa elektron terluar memegang peranan penting, khususnya bagaimana sebuah atom berinteraksi menjadi ion. Konsep ini mendasari bagaimana sebuah atom dapat berinteraksi dengan atom lain dan menghasilkan zat baru atau molekul baru. Selain faktor lain seperti kestabilan dari atom itu sendiri.