mekanika kuantum

Terobosan besar yang dilakukan oleh Bohr dengan memperhatikan aspek gelombang dilanjutkan oleh Schrodinger, Heisenberg dan Paul Dirac, memfokuskan pada sifat gelombang seperti yang dinyatakan oleh de Broglie bukan hanya cahaya saja yang memiliki sifat ganda sebagai partikel dan gelombang, partikel juga memiliki sifat gelombang.
Dari persamaan gelombang Schrodinger, dapat menjelaskan secara teliti tentang energi yang terkait dengan posisi dan kebolehjadian tempat kedudukan elektron dari inti yang dinyatakan sebagai fungsi gelombang. Aspek tersebut dapat dijelaskan dengan teliti dengan memperkenalkan bilangan kuantum utama, azimut dan bilangan kuantum magnetik.
Bilangan kuantum utama diberi notasi dengan huruf (n) bilangan ini menentukan tingkat energi satu elektron yang menempati sebuah ruang tertentu dalam atom, hal ini juga menjelaskan kedudukan elektron terhadap inti atom. Semakin jauh jarak tempat kedudukan elektron terhadap inti semakin besar tingkat energinya. Tingkat energi ini sering disebut juga sebagai lintasan atau kulit lihat Tabel 3.1.
Tabel 3.1. Hubungan antara bilangan kuantum utama (n) dengan kulit

Tingkat energi pertama (n = 1), merupakan tingkat energi yang terdekat dari inti atom dengan kulit K.
Tingkat energi kedua (n = 2), dengan kulit L, tingkat energi ketiga (n = 3) dengan kulit M, dilanjutkan dengan tingkat energi berikutnya. Jumlah elektron yang terdapat dalam setiap tingkat energi mengikuti persamaan: ( 2 n2 ) dimana n adalah bilangan kuantum utama sehingga dalam tingkat energi pertama atau kulit K sebanyak 2 (dua) elektron, dan untuk tingkat energi kedua atau kulit L adalah 8 (delapan), untuk kulit M atau tingkat energi ketiga sebanyak 18 elektron dan seterusnya. perhatikan Gambar 3.11.

Gambar 3.11. Tingkat energi atau kulit dalam sebuah atom dan jumlah elektron maksimum yang dapat ditempati
Bilangan kuantum azimut ( l ) menentukan bentuk dan posisi orbital sebagai kebolehjadian menemukan tempat kedudukan elektron dan merupakan sub tingkat energi. Beberapa kebolehjadian tersebut ditentukan oleh bilangan kuantumnya dan didapatkan berdasarkan tingkat energinya, jumlah bilangan kuantum azimut secara umum mengikuti persamaan : l = n -1, dimana l adalah bilangan kuantum azimut dan n adalah bilangan kuantum utama. Bilangan kuantum azimut memiliki harga dari 0 sampai dengan n-1.
Untuk n = 1, maka, ы = 0, nilai 0 (nol) menunjukkan kebolehjadian tempat kedudukan elektron pada sub tingkat energi s (sharp).
Untuk n = 2, maka ы = 1, maka didapat dua kebolehjadian tempat kedudukan elektron atau sub tingkat energi dari nilai 0 menunjukkan orbital s dan nilai 1 untuk sub tingkat energi p (principle).
Untuk n = 3, maka ы = 2, maka akan didapatkan 3 (tiga) sub tingkat energi yaitu untuk harga 0 adalah sub tingkat energi s, dan harga 1 untuk sub tingkat energi p dan harga 2 untuk sub tingkat energi d (diffuse).
Untuk n = 4, maka ы = 3 maka akan didapatkan 4 (empat) sub tingkat energi yaitu untuk harga 0 adalah sub tingkat energi s, dan harga 1 untuk sub tingkat energi p dan harga 2 untuk sub tingkat energi d (diffuse) dan harga 3, untuk sub tingkat energi f (fundamental). Hubungan bilangan kuantum utama dan bilangan kuantum azimut disederhanakan dalam Tabel 3.2.
Tabel 3.2. Hubungan bilangan kuantum utama dengan bilangan kuantum azimut.

Setelah diketahui orbital dari bilangan kuantum azimut, maka dapat ditentukan bagaimana orientasi sudut orbital dalam ruang melalui penetapan bilangan kuantum magnetik yang bernotasi (m) yang didasari oleh bilangan kuantum azimut dan mengikuti persamaan :

m = (-ы, +ы)

Untuk atom dengan harga ы = 0, maka harga m = 0, menunjukkan terdapat 1 buah orbital dalam sub tingkat energi atau orbital s. Untuk harga ы = 1, maka harga m adalah dimulai dari -1, 0, dan +1. Hal ini mengindikasikan Di dalam sub tingkat energi p (ы = 1), terdapat tiga orbital yang dinotasikan dengan px,
py dan pz. Sedangkan untuk harga ы = 3 (sub tingkat energi ketiga atau orbital d) memiliki harga m adalah -2, -1, 0, +1 dan +2, sehingga dalam sub tingkat energi ketiga terdapat lima orbital yaitu, dxy, dxz, dyz, dx2-y2 dan dz2. Gambar 3.12, menunjukkan hubungan bilangan kuantum utama, azimut dan magnetik.

Gambar 3.12. Susunan dan hubungan bilangan kuantum utama, azimut dan bilangan kuantum magnetik
Selain tiga bilangan kuantum tersebut, masih terdapat satu bilangan kuantum yang lain yaitu spin. Bilangan ini menggambarkan ciri dari elektron itu sendiri, yang berotasi terhadap sumbunya, dan menghasilkan dua perbedaan arah spin yang berbeda atau berlawanan dan diberi harga +1/2 dan -1/2.
Dengan harga ini dapat kita ketahui bahwa setiap orbital akan memiliki dua elektron yang berlawanan arah. Orbital digambarkan dalam bentuk kotak dan elektron dituliskan dalam bentuk tanda panah. Penggambaran orbital s dan orbital yang masing-masing memiliki satu pasang elektron.

Rutherberg

Masih ingat kah dengan teori Rutherberg. Disini kita akan mempelajari biografi dari rutherberg sendiri.
Ernest Rutherford dilahirkan pada tanggal 30 Agustus 1871 di Nelson, Selandia Baru, anak keempat dan anak laki-laki kedua dalm keluarga yang berisi tujuh anak laki-laki dan lima anak perempuan. Ayahnya James Rutherford, seorang tukang roda Skotlandia, beremigrasi ke Selandia Baru dengan kakek Ernest dan seluruh keluarganya pada tahun 1842. Ibunya, nѐe Martha Thompson, adalah seorang guru Bahasa Inggris, yang dengan ibunya yang sudah janda, juga menetap di Selandia Baru pada tahun 1855.
Ernest menerima pendidikan dasarnya di Sekolah Pemerintah dan pada usia 16 tahun masuk ke Perguruan Tinggi Nelson. Pada tahun 1889, ia mendapat beasiswa Universitas dan ia melanjutkan ke Universitas Selandia Baru, Wellington, di mana ia mandaftar di Kampus Canterbury. Ia lulus M.A (Master of Arts)pada tahun 1893 dari dua jurusan untuk pertama kalinya, yakni Matematika dan Sains Fisika dan ia melanjutkan dengan penelitian di Kampus untuk waktu yang singkat, menerima gelar B.Sc. pada tahun berikutnya. Pada tahun yang sama, 1894, ia mendapat beasiswa Pameran Sains tahun 1851, yang memungkinkannya untuk melanjutkan ke Kampus Trinity, Cambridge, sebagai mahasiswa peneliti di Laboratorium Cavendish di bawah bimbingan J.J. Thomson.
Pada tahun 1897, ia mendapat gelar penelitian B.A. dan Beasiswa Coutts-Trotter dari kampus Trinity. Sebuah kesempatan datang ketika posisi Ketua Departemen Fisika Macdonald di Universitas McGill, Montreal , menjadi kosong. Pada tahun 1898, Ernest pun pergi ke Kanada untuk mengambil jabatan. Rutherford kembali ke Inggris pada tahun 1907 untuk menjadi Profsor Fisika Langworthy di Universitas Manchester, menggantikan Sir Arthur Schuster, dan pada tahun 1919 ia menerima sebuah undangan untuk menggantikan Sir Joseph Thomson sebagai Profesor Fisik Cavendish di Cambridge. Ia juga menjadi Ketua Dewan Penasehat Pemerintah di Departemen Penelitian Imiah dan Industri; Profesor Filosofi Alam di Institusi Kerajaan, London; dan juga Direktur Laboratorium Mond Royal Society, di Cambridge.
Penelitian pertama Rutherford dilakukan di Selandia Baru, yakni mengenai sifat magnet besi yang terpapar dengan osilasi berfrekuensi tinggi, dan tesisnya berjudul Magnetization of Iron by High-Frequency Discharges (Magnetisasi Besi dengan Pelepasan Muatan Berfrekuensi Tinggi). Ia adalah orang pertama yang mendesain percobaan yang sangat orisinil denganarus bolakballik berfrekuensi tinggi. Paper keduanya yang berjudul Magnetic Viscosity (Viskositas Magnet) dipublikasikan di Transaction Institut Selandia Baru (1896) dan mengandung gambaran peralatan yang mampu mengukur interval waktu dengan ketelitian satu per seratus ribu dalam satu detik. Kedatangannya di Cambridge membuatnya bakatnya dikenali oleh Profesor Thomson.
Ketika teori pertamanya dicetuskan di Laboratorium Cavendish, ia menemukan detektor untuk gelombang elektromagnet , sebuah kemampuan dari seorang yang berbakat, yang sangat penting berasal dari gulungan magnet yang mengandung gulungan kecil kawat besi termagnetisasi. Ia bekerja sama dengan Thomson dalam meneliti perilaku ion dalam gas yang telah diberi sinar X, dan pada tahun 1897, meneliti mobilitas ion yang terkait dengan kekuatan medan magnet, dan pada topik terkait seperti efek fotoelektrik.
Pada tahun 1898 ia melaporkan keberadaan sinar alfa dan beta dalam radiasi uranium dan menunjukkan beberapa sifat-sifatnya. Di Montreal, terdapat beberapa kesempatan penelitian di Universitas McGill, dan penelitiannya mengenai isi radioaktif, khususnya pada emisi sinar alfa, dilanjutkan di Laboratorium Macdonald. Dengan R.B. Owens, ia mempelajari emanasi (pengeluaran) thorium dan menemukan gas mulia baru, sebuah isotop radon, yang kemudian dikenal sebagai thoron.
Frederick Soddy tiba di McGill pada tahun 1900 dari Universitas Oxford dan ia berkolaborasi dengan Rutherford dalam membuat teori disintegrasi radioaktivitas yang menunjukkan fenomena radioaktif sebagai proses yang terjadi di atom bukan molekul. Teori ini didukung dengan sejumlah besar hasil eksperimen, sejumlah bahan radioaktif yang baru pun ditemukan dan posisinya dalam rantai transformasi pun diperbaiki. Otto Hahn, yang selanjutnya menemukan reaksi fisi atom, bekerja sebagai bawahan Rutherford di Laboratorium Montreal apda tahun 1905-1906.
Di Manchester, Rutherford melanjutkan penelitiannya tentang sifat-sifat emanasi radium dn sinar alfa, dalam hubungannya dengan H. Geiger, sebuah metode pendeteksian partikel alfa tunggal dan perhitungan jumlah pemancaran dari radium pun ditemukan. Pada tahun 1910, penelitiannya ke arah penghamburan sinar alfa dan sifat alamiah struktur dalam atom yang menyebabkan penghamburan tersebut mengarah kepada postulasi konsepnya akan nukleus (inti atom), kontribusi terbesarnya pada bidang fisika. Menurutnya, secara praktis, keseluruhan massa atom dan pada waktu yang sama semua muatan positif di atom terkonsentrasi pada daerah pusat tertentu.
Pada tahun 1912, Niehls Bohr bergabung dengannya di Manchester dan ia mengambil struktur nuklir Rutherford hingga teori kuantum Max Planck, sehingga didapatkan teori struktur atom yang dengan perbaikan di kemudian hari, terutama adalah sebagai hasil pengembangan konsep Hesenberg, dan masih valid hingga saat ini. Pada tahun 1913, bersama dengan H.G. Moseley, ia menggunakan sinar katoda untuk menembak atom dari berbagai unsur dan menunjukkan struktur dalam sesuai dengan barisan grup yang menjadi karakteristik unsur. Setiap unsur dapat ditandai dengan nomor atom dan , lebih penting lagi, sifat-sifat tiap unsur dapat ditentukan dengan nomor ini.
Pada tahun 1919, selama tahun terakhirnya di Manchester, ia menemukan inti unsur sinar tertentu, seperti nitrogen, dapat terdisintegrasi sebagai dampak dari tumbukn partikel alfa yang berkekuatan, yang berasal dari sumber radioaktif, dan selama proses ini, proton dengan kecepatan tinggi dipancarkan. Blackett mebuktikan di kemudian hari, dengan ruang berawan (cloud chamber), bahwa nitrgen dalam proses ini sebenarnya ditransformasi menjadi isotop oksigen, sehingga Rutherford adalah yang pertama dengan sengaja mentransmutasi unsur dari yang satu ke yang lainnya. G. de Hevesy juga satu dari rekanan Rutherford di Manchester.
Sebagai seorang kepala Laboratorium Cavendish, ia mengemudikan sejumlah penerima Hadiah Nobel di masa depan karena prestasinya yang luar biasa seperti: Chadwick, Blackett, Cockroft dan Walton; sedangkan penerima Nobel yang bekerja dengannya di Cavendish untuk waktu yang singkat maupun yang lama adalah: G.P. Thomson, Appleton, Powell, dan Aston. C.D. Allis, pendamping pembimbingnya pada tahun 1919 dan 1930 menggarisbawahi “bahwa kebanyakan percobaan di Cavendish dimulai oleh arahan Rutherford atau dengan sarannya secara tidak langsung”.
Ia masih aktif dan bekerja hingga akhir hidupnya. Rutherford mempublikasikan beberapa buku: Radioactivity (Radioaktivitas) pada tahun 1904; Radioactive Transformations (Transformasi Radioaktif) pada tahun 1906, Menjadi Pengajar Silliman di Universitas Yale; Radiation from Radioactive Substances (Radiasi dari Bahan Radioaktif), dengan James Chadwick and C.D. Ellis (1919, 1930) –sebuah buku dokumenter menyeluruh yang menyajikan tabel khronologis semua paper penelitiannya hingga himpunan terpelajar dan lain-lain; The Electrical Structure of Matter (Struktur Elektrik Bahan) pada tahun 1926; The Artificial Transmutation of the Elements (Unsur Transmutasi Buatan) pada tahun 1933; The Newer Alchemy (Alkimia terbaru) pada tahun 1937. Rutherford diangkat sebagai warga terhormat pada tahun 1914, ia ditunjuk sebagai penerima Medali jasa pada tahun 1925, dan pada tahun 1931ia diberi gelar Baron Rutherford Nelson I, Selandia Baru dan Cambridge. Ia dipilih sebagai Penerima Beasiswa Royal Society pada tahun 1903 dan menjadi Kepala organisasi tersebut dari tahun 1925 hingga 1930.
Di antara penghargaannya yang begitu banyak, ia mendapat Medali Rumford pada tahun 1905 dan Medali Copley pada tahun 1922 oleh Royal Society, Hadiah Bressa pada tahun 1910 dari Akademi Sains Turin, Medali Albert pada tahun 1928 dari Himpunan Seni Kerajaan, Medali Faraday pada tahun 1930 dari Institusi Insinyur Listrik, gelar D.Sc. dari Universitas Selandia Baru, dan gelar doktor kehormatan dari Universitas Pennsylvania, Wisconsin, McGill, Birmingham, Edinburgh, Melbourne, Yale, Glasgow, Giessen, Copenhagen, Cambridge, Dublin, Durham, Oxford, Liverpool, Toronto, Bristol, Cape Town, London dan Leeds.
Rutherford menikah dengan mary Newton, putri satu-satunya dari Arthur dan Mary de Renzy Newton pada tahun 1900. Satu-satunya anak mereka, Eileen, menikah dengan ahli fisika R.H. Fowler. Hiburan utama Rutherford adalah golf dan bertamasya mengendarai mobil.
Ia wafat di Cambridge pada tanggal 19 Oktober pada tahun 1937. Debunya dikubur di bagian tengah ruang gereja Westminster Abbey, sebelah barat pusara Sir Isaac Newton dan Lord Kelvin.

konfigurasi elektron

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.