Urutan di mana orbital diatur berdasarkan kenaikan energi sesuai dengan aturan Madelung. Setiap panah merah diagonal menyatakan nilai yang berbeda dari n + ℓ.
Prinsip Aufbau menyatakan bahwa, secara hipotetis, elektron yang mengorbit satu atau lebih atom mengisi tingkat energi terendah yang tersedia sebelum mengisi tingkat yang lebih tinggi (misalnya, 1s sebelum 2s). Dengan cara ini, elektron pada atom, molekul, atau ion menyelaraskan ke konfigurasi elektron yang paling stabil.
Aufbau adalah kata benda bahasa Jerman yang berarti "konstruksi". Prinsip Aufbau kadang-kadang disebut prinsip membangun atau aturan Aufbau. Menurut prinsip Aufbau ini elektron di dalam suatu atom akan berada dalam kondisi yang stabil bila mempunyai energi yang rendah, sedangkan elektron-elektron akan berada pada orbital-orbital yang bergabung membentuk subkulit.[1] Jadi, elektron mempunyai kecenderungan akan menempati subkulit yang tingkat energinya rendah.[2]
Rincian kecenderungan "membangun" ini dijelaskan secara matematis bedasarkan fungsi orbital atom. Perilaku elektron diuraikan oleh prinsip lain fisika atom, seperti aturan Hund dan asas larangan Pauli. Aturan Hund menegaskan bahwa bahkan jika beberapa orbital dari energi yang sama yang tersedia, elektron mengisi orbital kosong pertama, sebelum menggunakan kembali orbital yang ditempati oleh elektron lainnya. Hal tersebut terjadi karena pada kenyataannya semua elektron memiliki muatan listrik yang sama, sehingga ada kecendrungan bagi elektron-elektron tersebut untuk mencari orbital kosong dengan energi sama sebelum berpasangan dengan elektron yang telah terlebih dahulu mengisi setengah orbital[3]. Tetapi berdasarkan prinsip pengecualian Pauli, syarat agar elektron dapat mengisi orbital yang sama, mereka harus mempunyai putaran elektron yang berbeda (-1/2 dan 1/2).
Dalam teori kuantum lama, orbit dengan momentum sudut rendah (s- dan p- orbital) lebih dekat ke inti.
Prinsip ini mengambil namanya dari Jerman, Aufbauprinzip, "prinsip membangun", bukannya diberi nama seorang ilmuwan. Bahkan, ia dirumuskan oleh Niels Bohr dan Wolfgang Pauli di awal 1920-an, dan menyatakan bahwa:
Orbital energi yang lebih rendah diisi pertama dengan elektron dan hanya kemudian orbital energi tinggi dipenuhi.
Ini merupakan sebuah aplikasi awal mekanika kuantum untuk sifat-sifat elektron, dan menjelaskan sifat kimia dalam hal fisik. Setiap elektron ditambahkan tunduk pada medan listrik dibuat oleh muatan positif dari inti atomdan muatan negatif elektron lainnya yang terikat untuk inti. Meskipun dalam hidrogen tidak ada perbedaan energi antara orbital dengan bilangan kuantum utama yang sama n, hal ini tidak berlaku untuk elektron terluar dari atom lain.
Dalam teori kuantum lama sebelum mekanika kuantum, elektron seharusnya menempati orbit elips klasik. Orbit dengan momentum sudut tertinggi adalah 'orbit lingkaran' di luar elektron dalam, tapi orbit dengan momentum sudut rendah (s- dan p- orbital) memiliki eksentrisitas orbit yang tinggi, sehingga mereka lebih dekat dengan inti dan merasa rata-rata muatan nuklir kurang kuat disaring.
Urutan-urutan tingkat energi di tujukan pada gambar di samping kanan. Jadi pengisian orbital dimulai dari orbital 1s, 2s, 2p, dan seterusnya. Pada gambar dapat dilihat bahwa subkulit 3d mempunyai energi lebih tinggi daripada subkulit 4s.[1] Oleh karena itu, setelah 3p terisi penuh maka elektron berikutnya akan mengisi subkulit 4s, baru kemudian akan mengisi sub kulit 3d.[2]
Langkah-langkah penulisan konfigurasi elektron
Menentukan jumlah elektron dari atom tersebut. Jumlah elektron dari atom unsur sama dengan nomor atom unsur tersebut.
Menuliskan jenis subkulit yang dibutuhkan secara urut berdasarkan diagram curah hujan pada gambar 2 yaitu: 1s- 2s- 2p- 3s- 3p- 4s- 3d- 4p- 5s- 4d- 5p- 6s- 4f- 5d- 6p- 7s- 5f- 6d- 7p- 8s
Mengisikan elektron pada masing-masing subkulit dengan memperhatikan jumlah elektron maksimumnya, maka sisa elektron dimasukan pada subkulit berikutnya.[2]
^ abChang, R. (2007), Kimia Dasar (terj), Jakarta: Erlangga
^ abcKeenan (1990), General Chemistry, Boston: Elsiever
^Cahyana, Ucu (2007). Kimia Anorganik 1(PDF). Tangerang Selatan: Universitas Terbuka. hlm. 1.34. ISBN9790110235.Parameter |url-status= yang tidak diketahui akan diabaikan (bantuan)
^Cottingham, W. N.; Greenwood, D. A. (1986). "Chapter 5: Ground state properties of nuclei: the shell model". An introduction to nuclear physics. Cambridge University Press. ISBN0 521 31960 9.
Ostrovsky, V.N. (2005). "On Recent Discussion Concerning Quantum Justification of the Periodic Table of the Elements". Foundations of Chemistry. 7 (3): 235–39. doi:10.1007/s10698-005-2141-y.
