BAHAN PRESENTASI MATA KULIAH KIMIA 1 2020
OLEH
M.Sean Mahogra Radi
2010952044
DOSEN PENGAMPU
Dr.Darwison,MT
Referensi:
Chang, R. and Goldsby, K.A.(2016), Chemistry, Twelfth edition, Mc.Graw-Hill education, Florida State University.
8.1 Perkembangan Tabel Periodik unsur
Pada abad kesembilan belas, ketika para ahli kimia hanya memiliki gagasan tentang atom dan molekul yang tidak jelas dan tidak mengetahui keberadaan elektron dan proton, mereka telah menyusun tabel periodik menggunakan pengetahuannya tentang massa atom. Pengukuran akurat massa atom sebagian besar unsur telah dilakukan. Susunan unsur-unsur berdasarkan massa atomnya dalam tabel periodik tampak logis bagi para ahli kimia pada masa itu, yang menganggap bahwa sifat kimia entah bagaimana harus dikaitkan dengan massa atom.
Pada tahun 1864 seorang ahli kimia dari Inggris bernama John Newlands - memperhatikan bahwa ketika unsur-unsur disusun dalam urutan berdasarkan massa atom, dia mendapati setiap unsur kedelapan memiliki sifat yang serupa. Newlands menyebut hubungan aneh ini sebagai hukum oktaf. Namun, "hukum" ini ternyata tidak memadai untuk unsur-unsur di luar kalsium, dan karya Newlands tidak diterima oleh komunitas ilmiah saat itu.
Eka-Aluminium (EA) | Galium (Ga) | |
Massa Atom | 68 sma | 69,9 sma |
Titik lebur | Rendah | 29,78oC |
Densitas | 5,9 g/cm3 | 5,94 g/cm3 |
Rumus oksida | Ea2O3 | Ga2O3 |
Tabel periodik Mendeleev termasuk 66 unsur yang diketahui. Pada 1900, sekitar 30 lebih unsur telah ditambahkan ke dalam daftar tersebut, dan mengisi beberapa ruang kosong. Gambar 8.1 memetakan penemuan unsur-unsur secara kronologis.
Meskipun tabel periodik ini adalah kesuksesan yang patut dirayakan, versi awal memiliki beberapa inkonsistensi yang mencolok. Sebagai contoh, massa atom argon (39,95 sma) lebih besar dari kalium (39,10 sma). Jika unsur-unsur disusun hanya berdasarkan peningkatan massa atom, argon akan muncul pada posisi yang ditempati oleh kalium dalam tabel periodik modern kita (lihat lampiranTabel Periodik). Tetapi tidak ada ahli kimia yang menempatkan argon (gas inert) dalam golongan yang sama dengan lithium dan natrium, dua logam yang sangat reaktif. Perbedaan ini dan lainnya menunjukkan bahwa beberapa sifat fundamental selain massa atom harus menjadi dasar periodisitas. Sifat ini ternyata dikaitkan dengan nomor atom, sebuah konsep yang tidak diketahui Mendeleev dan orang-orang sezamannya.
Menggunakan data dari percobaan hamburan partikel-𝛼 (lihat Bagian 2.2), Rutherford memperkirakan jumlah muatan positif dalam inti beberapa unsur, tetapi secara signifikansi angka-angka ini diabaikan selama beberapa tahun kemudian. Pada tahun 1913, seorang fisikawan muda asal Inggris bernama Henry Moseley menemukan korelasi antara apa yang disebutnya nomor atom dan frekuensi sinar X yang dihasilkan dengan membombardir sebuah unsur dengan elektron berenergi tinggi. Moseley memperhatikan bahwa frekuensi sinar X yang dipancarkan dari unsur-unsur dapat dikorelasikan dengan persamaan
Dengan beberapa pengecualian, Moseley menemukan bahwa nomor atom meningkat dalam urutan yang sama dengan massa atom. Sebagai contoh, kalsium adalah unsur kedua puluh berdasarkan peningkatkan massa atom, dan memiliki nomor atom 20. Perbedaan yang telah membingungkan para ilmuwan sebelumnya sekarang masuk akal. Nomor atom argon adalah 18 dan kalium adalah 19, jadi kalium harus setelah argon dalam tabel periodik.
Tabel periodik modern biasanya menunjukkan nomor atom bersama dengan simbol unsur. Seperti yang sudah diketahui, nomor atom juga menunjukkan jumlah elektron dalam atom suatu unsur. Konfigurasi elektron unsur membantu menjelaskan terulangnya sifat fisik dan sifat kimia unsur. Pentingnya dan kegunaan tabel periodik terletak pada kenyataan bahwa kita dapat menggunakan pemahaman kita tentang sifat-sifat umum dan kecenderungan dalam suatu golongan atau suatu periode untuk memprediksi dengan akurasi yang cukup besar sifat-sifat unsur apa pun, meskipun unsur itu mungkin asing bagi kita.
8.2 Klasifikasi Unsur Berkala
Gambar 8.2 menunjukkan tabel periodik bersama dengan konfigurasi elektron kulit terluar keadaan dasar dari unsur-unsur. (Konfigurasi elektron dari unsur-unsur tersebut juga diberikan pada Tabel 7.3.) Dimulai dengan hidrogen, kita melihat bahwa subkulit disusun dalam urutan yang ditunjukkan pada Gambar 7.24. Menurut jenis subkulit yang sedang diisi, unsur-unsurnya dapat dibagi menjadi beberapa kategori — unsur representatif, gas mulia, unsur transisi (atau logam transisi), lantanida, dan aktinida. Unsur representatif (juga disebut unsur golongan utama) adalah unsur dalam Golongan 1A hingga 7A, yang semuanya memiliki subkulit yang tidak lengkap (tidak penuh) dari bilangan kuantum utama tertinggi. Dengan pengecualian helium, gas mulia (unsur Golongan 8A) semuanya memiliki subkulit penuh. (Konfigurasi elektron adalah 1s² untuk helium dan ns² np⁶ untuk gas mulia lainnya, di mana n adalah bilangan kuantum utama untuk kulit terluar.)
Gambar 8.2 Konfigurasi elektron keadaan dasar dari unsur. Untuk memudahkan, hanya konfigurasi elektron terluar yang dituliskan.
Logam transisi adalah unsur dalam Golongan 1B dan 3B hingga 8B, yang memiliki subkulit d yang tidak lengkap, atau mudah menghasilkan kation dengan subkulit d yang tidak terisi penuh. (Logam-logam ini kadang-kadang disebut sebagai unsur transisi blok d.) Penomoran tidak berurutan dari logam transisi dalam tabel periodik (yaitu, 3B-8B, diikuti oleh 1B-2B) mengakui hubungan antara konfigurasi elektron terluar unsur-unsur ini dan unsur-unsur representatif. Sebagai contoh, skandium dan galium keduanya memiliki tiga elektron terluar. Namun, karena mereka berada dalam berbagai jenis orbital atom, mereka ditempatkan dalam golongan yang berbeda (3B dan 3A). Logam besi (Fe), kobalt (Co), dan nikel (Ni) tidak memenuhi klasifikasi ini dan semuanya ditempatkan di Golongan 8B. Unsur-unsur Golongan 2B, Zn, Cd, dan Hg, bukanlah unsur yang representatif atau logam transisi. Tidak ada nama khusus untuk golongan logam ini. Perlu dicatat bahwa penunjukan golongan A dan B tidak universal. Di Eropa praktiknya adalah menggunakan B untuk unsur representatif dan A untuk logam transisi, yang merupakan kebalikan dari konvensi Amerika. Persatuan Internasional Kimia Murni dan Terapan atau International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) telah merekomendasikan penomoran kolom secara berurutan dengan angka Arab 1 sampai 18 (lihat Gambar 8.2). Proposal ini telah memicu banyak kontroversi di komunitas kimia internasional, dan kelebihan dan kekurangannya akan dibahas untuk beberapa waktu ke depan. Dalam teks ini kita akan mengikuti aturan Amerika.
Lantanida dan aktinida kadang-kadang disebut unsur transisi blok f karena unsur-unsur ini telah mengisi subkulit f secara tidak lengkap. Gambar 8.3 membedakan golongan unsur yang dibahas di sini.
Reaktivitas kimia unsur-unsur sebagian besar ditentukan oleh elektron valensinya, yang merupakan elektron terluar. Untuk unsur-unsur yang representatif, elektron valensi adalah elektron yang berada dalam kulit terluar yang diduduki. Semua elektron nonvalensi dalam atom disebut sebagai elektron inti. Melihat konfigurasi elektron dari unsur representatif sekali lagi, pola yang jelas muncul: semua unsur dalam golongan yang diberikan memiliki jumlah dan jenis elektron valensi yang sama. Kesamaan konfigurasi elektron valensi adalah apa yang membuat unsur-unsur dalam golongan yang sama saling menyerupai satu sama lain dalam sifat kimia. Jadi, misalnya, logam alkali (unsur-unsur Golongan 1A) semuanya memiliki konfigurasi elektron valensi ns¹ (Tabel 8.1) dan unsur-unsur ini semua cenderung kehilangan satu elektron membentuk kation bermuatan positif satu. Demikian pula, logam alkali tanah (unsur Golongan 2A) semuanya memiliki konfigurasi elektron valensi ns², dan semuanya cenderung kehilangan dua elektron membentuk kation positif dua. Namun, kita harus berhati-hati dalam memprediksi sifat unsur hanya berdasarkan “keanggotaan golongan”. Misalnya, unsur-unsur dalam Golongan 4A semuanya memiliki konfigurasi elektron valensi yang sama ns² np², tetapi ada variasi penting dalam sifat kimia di antara unsur-unsur: karbon adalah bukan logam, silikon dan germanium adalah metaloid, dan timah dan timbal adalah logam.
Sebagai sebuah golongan, gas mulia bersifat sangat mirip. Helium dan neon bersifat inert secara kimia, dan ada beberapa contoh senyawa yang dibentuk oleh gas mulia lainnya. Kurangnya reaktivitas kimia ini disebabkan oleh subkulit ns dan np yang benar-benar penuh, suatu kondisi yang sering berkorelasi dengan stabilitas besar. Meskipun konfigurasi elektron valensi dari logam transisi tidak selalu sama di dalam suatu kelompok dan tidak ada pola umum dalam perubahan konfigurasi elektron dari satu logam ke logam berikutnya dalam periode yang sama, semua logam transisi memiliki banyak karakteristik yang berbeda yang membedakannya dari unsur-unsur lain. Alasannya adalah bahwa semua logam ini memiliki subkulit yang tidak terisi penuh. Demikian juga, unsur-unsur lantanida (dan aktinida) saling menyerupai satu sama lain karena mereka memiliki subkulit f yang tidak lengkap atau tidak penuh.
Contoh 8.1
Atom dari unsur tertentu memiliki 15 elektron. Tanpa melihat tabel periodik, jawablah pertanyaan-pertanyaan berikut: (a) Apa konfigurasi elektron keadaan-dasar dari unsur tersebut? (b) Bagaimana unsur tersebut harus diklasifikasikan? (c) Apakah unsur itu diamagnetik atau paramagnetik?
Strategi
(a) Kita merujuk pada prinsip pengembangan yang dibahas dalam Bagian 7.9 dan mulai menulis konfigurasi elektron dengan bilangan kuantum utama n=1 dan melanjutkan ke atas hingga semua elektron diperhitungkan. (b) Apa karakteristik konfigurasi elektron dari unsur representatif? unsur transisi? gas mulia? (c) Periksa skema pasangan elektron di kulit terluar. Apa yang menentukan apakah suatu unsur diamagnetik atau paramagnetik?
Penyelesaian
(a) Kita tahu bahwa untuk n=1 kita memiliki orbital 1s (2 elektron); untuk n=2 kita memiliki orbital 2s (2 elektron) dan tiga orbital 2p (6 elektron); untuk n=3 kita memiliki orbital 3s (2 elektron). Jumlah elektron yang tersisa adalah 15 - 12 = 3 dan ketiga elektron ini ditempatkan dalam orbital 3p. Konfigurasi elektron adalah 1s² 2 s² 2p⁶ 3s² 3p³.
(b) Karena sub kulit 3p tidak terisi penuh, ini adalah unsur yang representatif. Berdasarkan informasi yang diberikan, kita tidak bisa mengatakan apakah itu logam, bukan logam, atau metaloid.
(c) Menurut aturan Hund, tiga elektron dalam orbital 3p memiliki putaran paralel (tiga elektron tidak berpasangan). Oleh karena itu, unsur tersebut bersifat paramagnetik.
Periksa
Untuk (b), perhatikan bahwa logam transisi memiliki subkulit yang tidak terisi penuh dan gas mulia memiliki kulit terluar yang sepenuhnya terisi. Untuk (c), ingat bahwa jika atom suatu unsur mengandung jumlah elektron ganjil, maka unsur tersebut harus paramagnetik.
Merepresentasi Unsur Bebas dalam Persamaan Kimia
Setelah mengklasifikasikan unsur berdasarkan konfigurasi elektron keadaan dasar, kita sekarang dapat melihat cara ahli kimia merepresentasi logam, metaloid, dan bukan logam sebagai unsur bebas dalam persamaan kimia. Karena logam tidak ada dalam satuan molekul diskrit, kita selalu menggunakan rumus empirisnya dalam persamaan kimia. Rumus empiris sama dengan simbol yang mereprentasi unsur. Sebagai contoh, rumus empiris untuk besi adalah Fe, sama dengan simbol untuk unsur.
Untuk unsur bukan logam tidak ada aturan tunggal. Karbon, misalnya, ada sebagai jaringan atom tiga dimensi yang luas, dan karenanya kita menggunakan rumus empirisnya (C) untuk merepresentasi unsur karbon dalam persamaan kimia. Tetapi hidrogen, nitrogen, oksigen, dan halogen ada sebagai molekul diatomik, jadi kita menggunakan rumus molekulnya (H₂, N₂, O₂, F₂, Cl₂, Br₂, I₂) dalam persamaan. Bentuk stabil fosfor adalah molekul (P₄), jadi kita menggunakan P₄. Untuk sulfur, para ahli kimia sering menggunakan rumus empiris (S) dalam persamaan kimia, bukan S₈, yang merupakan bentuk stabil. Jadi, alih-alih menulis persamaan untuk pembakaran sulfur sebagai berikut
Kita biasa menulis
Semua gas mulia adalah spesi monatomik; dengan demikian kita menggunakan simbolnya: He, Ne, Ar, Kr, Xe, dan Rn. Metaloid, seperti logam, semuanya memiliki jaringan tiga dimensi yang kompleks, dan kita juga merepresentasikannya dengan rumus empirisnya, yaitu simbolnya: B, Si, Ge, dan sebagainya.
Konfigurasi Elektron Kation dan Anion
Karena banyak senyawa ionik terdiri dari anion dan kation monoatomik, akan sangat membantu untuk mengetahui cara menulis konfigurasi elektron dari spesi ionik ini. Seperti halnya atom netral, kita menggunakan prinsip pengecualian Pauli dan aturan Hund dalam menulis konfigurasi elektron kation dan anion keadaan dasar. Kita akan mengelompokkan ion dalam dua kategori untuk diskusi.
i. Ion Berasal dari Unsur Representatif
Ion-ion yang terbentuk dari atom-atom unsur yang paling representatif memiliki konfigurasi elektron luar-gas mulia ns² np⁶. Dalam pembentukan kation dari atom unsur yang representatif, satu atau lebih elektron dilepaskan dari kulit n yang diduduki terluar. Konfigurasi elektron dari beberapa atom dan kation yang sesuai adalah sebagai berikut:
Perhatikan bahwa setiap ion memiliki konfigurasi gas mulia yang stabil.
Dalam pembentukan anion, satu atau lebih elektron ditambahkan ke kulit n yang terisi sebagian. Perhatikan contoh-contoh berikut:
H : 1s¹ H⁻ : 1s² atau [He]
F : 1s² 2s² 2p⁵ F⁻ : 1s² 2s² 2p⁶ atau [Ne]
O : 1s² 2s² 2p⁴ O²⁻ : 1s² 2s² 2p⁶ atau [Ne]
N : 1s² 2s² 2p³ N³⁻ : 1s² 2s² 2p⁶ atau [Ne]
Semua anion ini juga memiliki konfigurasi gas mulia yang stabil. Perhatikan bahwa F⁻, Na⁺, dan Ne (dan Al³⁺, O²⁻, dan N³⁻) memiliki konfigurasi elektron yang sama. Mereka dikatakan isoelektronik karena mereka memiliki jumlah elektron yang sama, dan karenanya konfigurasi elektron keadaan dasar yang sama. Jadi, H⁻ dan He juga isoelektronik.
ii. Kation Berasal dari Logam Transisi
Pada Bagian 7.9 kita melihat bahwa pada logam transisi baris pertama (Sc sampai Cu), orbital 4s selalu dipasang sebelum orbital 3d. Pertimbangkan mangan, yang konfigurasi elektronnya adalah [Ar] 4s² 3d⁵. Ketika ion Mn²⁺ terbentuk, kita mungkin berharap dua elektron akan dilepas dari orbital 3d untuk menghasilkan [Ar] 4s² 3d³. Faktanya, konfigurasi elektron Mn²⁺ adalah [Ar] 3d⁵! Alasannya adalah bahwa interaksi elektron-elektron dan elektron inti dalam atom netral bisa sangat berbeda dari yang ada di ionnya. Jadi, sedangkan orbital 4s selalu dituliskan sebelum orbital 3d di Mn, elektron dilepas dari orbital 4s dalam membentuk Mn²⁺ karena orbital 3d lebih stabil daripada orbital 4s pada ion logam transisi. Oleh karena itu, ketika kation terbentuk dari atom logam transisi, elektron selalu dikeluarkan pertama kali dari orbital ns dan kemudian dari orbital (n - 1)d.
Ingatlah bahwa sebagian besar logam transisi dapat membentuk lebih dari satu kation dan seringkali kation-kation tersebut tidak isoelektronik dengan gas mulia sebelumnya.
Lantanida dan aktinida kadang-kadang disebut unsur transisi blok f karena unsur-unsur ini telah mengisi subkulit f secara tidak lengkap. Gambar 8.3 membedakan golongan unsur yang dibahas di sini.
Reaktivitas kimia unsur-unsur sebagian besar ditentukan oleh elektron valensinya, yang merupakan elektron terluar. Untuk unsur-unsur yang representatif, elektron valensi adalah elektron yang berada dalam kulit terluar yang diduduki. Semua elektron nonvalensi dalam atom disebut sebagai elektron inti. Melihat konfigurasi elektron dari unsur representatif sekali lagi, pola yang jelas muncul: semua unsur dalam golongan yang diberikan memiliki jumlah dan jenis elektron valensi yang sama. Kesamaan konfigurasi elektron valensi adalah apa yang membuat unsur-unsur dalam golongan yang sama saling menyerupai satu sama lain dalam sifat kimia. Jadi, misalnya, logam alkali (unsur-unsur Golongan 1A) semuanya memiliki konfigurasi elektron valensi ns¹ (Tabel 8.1) dan unsur-unsur ini semua cenderung kehilangan satu elektron membentuk kation bermuatan positif satu. Demikian pula, logam alkali tanah (unsur Golongan 2A) semuanya memiliki konfigurasi elektron valensi ns², dan semuanya cenderung kehilangan dua elektron membentuk kation positif dua. Namun, kita harus berhati-hati dalam memprediksi sifat unsur hanya berdasarkan “keanggotaan golongan”. Misalnya, unsur-unsur dalam Golongan 4A semuanya memiliki konfigurasi elektron valensi yang sama ns² np², tetapi ada variasi penting dalam sifat kimia di antara unsur-unsur: karbon adalah bukan logam, silikon dan germanium adalah metaloid, dan timah dan timbal adalah logam.
Sebagai sebuah golongan, gas mulia bersifat sangat mirip. Helium dan neon bersifat inert secara kimia, dan ada beberapa contoh senyawa yang dibentuk oleh gas mulia lainnya. Kurangnya reaktivitas kimia ini disebabkan oleh subkulit ns dan np yang benar-benar penuh, suatu kondisi yang sering berkorelasi dengan stabilitas besar. Meskipun konfigurasi elektron valensi dari logam transisi tidak selalu sama di dalam suatu kelompok dan tidak ada pola umum dalam perubahan konfigurasi elektron dari satu logam ke logam berikutnya dalam periode yang sama, semua logam transisi memiliki banyak karakteristik yang berbeda yang membedakannya dari unsur-unsur lain. Alasannya adalah bahwa semua logam ini memiliki subkulit yang tidak terisi penuh. Demikian juga, unsur-unsur lantanida (dan aktinida) saling menyerupai satu sama lain karena mereka memiliki subkulit f yang tidak lengkap atau tidak penuh.
Contoh 8.1
Atom dari unsur tertentu memiliki 15 elektron. Tanpa melihat tabel periodik, jawablah pertanyaan-pertanyaan berikut: (a) Apa konfigurasi elektron keadaan-dasar dari unsur tersebut? (b) Bagaimana unsur tersebut harus diklasifikasikan? (c) Apakah unsur itu diamagnetik atau paramagnetik?
Strategi
(a) Kita merujuk pada prinsip pengembangan yang dibahas dalam Bagian 7.9 dan mulai menulis konfigurasi elektron dengan bilangan kuantum utama n=1 dan melanjutkan ke atas hingga semua elektron diperhitungkan. (b) Apa karakteristik konfigurasi elektron dari unsur representatif? unsur transisi? gas mulia? (c) Periksa skema pasangan elektron di kulit terluar. Apa yang menentukan apakah suatu unsur diamagnetik atau paramagnetik?
Penyelesaian
(a) Kita tahu bahwa untuk n=1 kita memiliki orbital 1s (2 elektron); untuk n=2 kita memiliki orbital 2s (2 elektron) dan tiga orbital 2p (6 elektron); untuk n=3 kita memiliki orbital 3s (2 elektron). Jumlah elektron yang tersisa adalah 15 - 12 = 3 dan ketiga elektron ini ditempatkan dalam orbital 3p. Konfigurasi elektron adalah 1s² 2 s² 2p⁶ 3s² 3p³.
(b) Karena sub kulit 3p tidak terisi penuh, ini adalah unsur yang representatif. Berdasarkan informasi yang diberikan, kita tidak bisa mengatakan apakah itu logam, bukan logam, atau metaloid.
(c) Menurut aturan Hund, tiga elektron dalam orbital 3p memiliki putaran paralel (tiga elektron tidak berpasangan). Oleh karena itu, unsur tersebut bersifat paramagnetik.
Periksa
Untuk (b), perhatikan bahwa logam transisi memiliki subkulit yang tidak terisi penuh dan gas mulia memiliki kulit terluar yang sepenuhnya terisi. Untuk (c), ingat bahwa jika atom suatu unsur mengandung jumlah elektron ganjil, maka unsur tersebut harus paramagnetik.
Merepresentasi Unsur Bebas dalam Persamaan Kimia
Setelah mengklasifikasikan unsur berdasarkan konfigurasi elektron keadaan dasar, kita sekarang dapat melihat cara ahli kimia merepresentasi logam, metaloid, dan bukan logam sebagai unsur bebas dalam persamaan kimia. Karena logam tidak ada dalam satuan molekul diskrit, kita selalu menggunakan rumus empirisnya dalam persamaan kimia. Rumus empiris sama dengan simbol yang mereprentasi unsur. Sebagai contoh, rumus empiris untuk besi adalah Fe, sama dengan simbol untuk unsur.
Untuk unsur bukan logam tidak ada aturan tunggal. Karbon, misalnya, ada sebagai jaringan atom tiga dimensi yang luas, dan karenanya kita menggunakan rumus empirisnya (C) untuk merepresentasi unsur karbon dalam persamaan kimia. Tetapi hidrogen, nitrogen, oksigen, dan halogen ada sebagai molekul diatomik, jadi kita menggunakan rumus molekulnya (H₂, N₂, O₂, F₂, Cl₂, Br₂, I₂) dalam persamaan. Bentuk stabil fosfor adalah molekul (P₄), jadi kita menggunakan P₄. Untuk sulfur, para ahli kimia sering menggunakan rumus empiris (S) dalam persamaan kimia, bukan S₈, yang merupakan bentuk stabil. Jadi, alih-alih menulis persamaan untuk pembakaran sulfur sebagai berikut
S₈(s) + 8O₂(g) → 8SO₂(g)
Kita biasa menulis
S(s) + O₂(g) → SO₂(g)
Semua gas mulia adalah spesi monatomik; dengan demikian kita menggunakan simbolnya: He, Ne, Ar, Kr, Xe, dan Rn. Metaloid, seperti logam, semuanya memiliki jaringan tiga dimensi yang kompleks, dan kita juga merepresentasikannya dengan rumus empirisnya, yaitu simbolnya: B, Si, Ge, dan sebagainya.
Konfigurasi Elektron Kation dan Anion
Karena banyak senyawa ionik terdiri dari anion dan kation monoatomik, akan sangat membantu untuk mengetahui cara menulis konfigurasi elektron dari spesi ionik ini. Seperti halnya atom netral, kita menggunakan prinsip pengecualian Pauli dan aturan Hund dalam menulis konfigurasi elektron kation dan anion keadaan dasar. Kita akan mengelompokkan ion dalam dua kategori untuk diskusi.
i. Ion Berasal dari Unsur Representatif
Ion-ion yang terbentuk dari atom-atom unsur yang paling representatif memiliki konfigurasi elektron luar-gas mulia ns² np⁶. Dalam pembentukan kation dari atom unsur yang representatif, satu atau lebih elektron dilepaskan dari kulit n yang diduduki terluar. Konfigurasi elektron dari beberapa atom dan kation yang sesuai adalah sebagai berikut:
Na : [Ne] 3s¹ Na⁺ : [Ne]
Ca : [Ar] 4s² Ca²⁺ : [Ar]
Al : [Ne] 3s² 3p¹ Al³⁺ : [Ne]Perhatikan bahwa setiap ion memiliki konfigurasi gas mulia yang stabil.
Dalam pembentukan anion, satu atau lebih elektron ditambahkan ke kulit n yang terisi sebagian. Perhatikan contoh-contoh berikut:
H : 1s¹ H⁻ : 1s² atau [He]
F : 1s² 2s² 2p⁵ F⁻ : 1s² 2s² 2p⁶ atau [Ne]
O : 1s² 2s² 2p⁴ O²⁻ : 1s² 2s² 2p⁶ atau [Ne]
N : 1s² 2s² 2p³ N³⁻ : 1s² 2s² 2p⁶ atau [Ne]
Semua anion ini juga memiliki konfigurasi gas mulia yang stabil. Perhatikan bahwa F⁻, Na⁺, dan Ne (dan Al³⁺, O²⁻, dan N³⁻) memiliki konfigurasi elektron yang sama. Mereka dikatakan isoelektronik karena mereka memiliki jumlah elektron yang sama, dan karenanya konfigurasi elektron keadaan dasar yang sama. Jadi, H⁻ dan He juga isoelektronik.
ii. Kation Berasal dari Logam Transisi
Pada Bagian 7.9 kita melihat bahwa pada logam transisi baris pertama (Sc sampai Cu), orbital 4s selalu dipasang sebelum orbital 3d. Pertimbangkan mangan, yang konfigurasi elektronnya adalah [Ar] 4s² 3d⁵. Ketika ion Mn²⁺ terbentuk, kita mungkin berharap dua elektron akan dilepas dari orbital 3d untuk menghasilkan [Ar] 4s² 3d³. Faktanya, konfigurasi elektron Mn²⁺ adalah [Ar] 3d⁵! Alasannya adalah bahwa interaksi elektron-elektron dan elektron inti dalam atom netral bisa sangat berbeda dari yang ada di ionnya. Jadi, sedangkan orbital 4s selalu dituliskan sebelum orbital 3d di Mn, elektron dilepas dari orbital 4s dalam membentuk Mn²⁺ karena orbital 3d lebih stabil daripada orbital 4s pada ion logam transisi. Oleh karena itu, ketika kation terbentuk dari atom logam transisi, elektron selalu dikeluarkan pertama kali dari orbital ns dan kemudian dari orbital (n - 1)d.
Ingatlah bahwa sebagian besar logam transisi dapat membentuk lebih dari satu kation dan seringkali kation-kation tersebut tidak isoelektronik dengan gas mulia sebelumnya.
8.3 Variasi Berkala dalam Sifat Fisik
Seperti yang telah kita lihat, konfigurasi elektron dari unsur-unsur menunjukkan variasi periodik dengan meningkatnya nomor atom. Akibatnya, ada juga variasi berkala dalam sifat fisik dan sifat kimia unsur. Pada bagian ini dan dua bagian berikutnya, kita akan memeriksa beberapa sifat fisik unsur yang berada dalam golongan atau periode yang sama dan sifat tambahan yang mempengaruhi sifat kimia unsur tersebut. Pertama, mari kita lihat konsep muatan inti efektif, yang memiliki pengaruh langsung pada banyak sifat atom.
Muatan Inti Efektif
Dalam Bab 7 kita membahas efek perisai yang dimiliki elektron dekat dengan inti pada elektron kulit terluar dalam atom banyak elektron. Kehadiran elektron lain dalam atom mengurangi tarikan elektrostatik antara elektron yang diberikan dan proton yang bermuatan positif di dalam inti. Muatan inti efektif (Zeff) adalah muatan inti yang dirasakan oleh elektron ketika muatan inti sebenarnya (Z) dan efek tolakan (perisai) dari elektron lain diperhitungkan. Secara umum, Zeff diberikan oleh
Zeff = Z - 𝜎 (8.2)
di mana 𝜎 (sigma) disebut konstanta pelindung (juga disebut konstanta skrining). Konstanta pelindung lebih besar dari nol tetapi lebih kecil dari Z.
Salah satu cara untuk menggambarkan bagaimana elektron dalam atom saling melindungi satu sama lain adalah dengan mempertimbangkan jumlah energi yang dibutuhkan untuk melepaskan dua elektron dari atom helium. Eksperimen menunjukkan bahwa dibutuhkan 3,94 x 10⁻¹⁸ J untuk melepas elektron pertama dan 8,72 x 10⁻¹⁸ J untuk melepas elektron kedua. Tidak ada perisai setelah elektron pertama dilepaskan, sehingga elektron kedua merasakan efek penuh dari muatan inti +2.
Karena elektron inti rata-rata lebih dekat ke inti daripada elektron valensi, elektron inti melindungi elektron valensi jauh lebih banyak daripada elektron valensi melindungi satu sama lain. Pertimbangkan unsur periode kedua dari Li ke Ne. Bergerak dari kiri ke kanan, kita menemukan jumlah elektron inti (1s²) tetap konstan sementara muatan inti meningkat. Namun, karena elektron yang ditambahkan adalah elektron valensi dan elektron valensi tidak saling melindungi dengan baik, efek bersih bergerak melintasi periode adalah muatan inti efektif yang lebih besar yang dirasakan oleh elektron valensi, seperti yang ditunjukkan di sini.
Muatan inti efektif juga meningkat ketika kita menurunkan golongan periodik tertentu. Namun, karena elektron valensi sekarang ditambahkan ke kulit yang semakin besar ketika n bertambah, tarikan elektrostatik antara inti dan elektron valensi sebenarnya berkurang.
Jari-Jari Atom
Sejumlah sifat fisik, termasuk kerapatan, titik lebur, dan titik didih, terkait dengan ukuran atom, tetapi ukuran atom sulit untuk didefinisikan. Seperti yang kita lihat di Bab 7, kerapatan elektron dalam atom jauh melampaui inti, tetapi kita biasanya menganggap ukuran atom sebagai volume yang mengandung sekitar 90 persen dari total kerapatan elektron di sekitar inti. Ketika kita harus lebih spesifik, kita mendefinisikan ukuran atom dalam hal jari-jari atomnya, yang merupakan setengah jarak antara dua inti dalam dua atom logam yang berdekatan atau dalam molekul diatomik.
Untuk atom-atom yang dihubungkan bersama membentuk jaringan tiga dimensi yang luas, jari-jari atom hanyalah setengah jarak antara inti dalam dua atom yang bertetangga [Gambar 8.4 (a)]. Untuk unsur-unsur yang ada sebagai molekul diatomik sederhana, jari-jari atom adalah setengah jarak antara inti dua atom dalam molekul tertentu [Gambar 8.4 (b)].
Gambar 8.5 menunjukkan jari-jari atom banyak unsur sesuai dengan posisinya dalam tabel periodik, dan Gambar 8.6 memplot jari-jari atom dari unsur-unsur ini terhadap nomor atomnya. Kecenderungan berkala jelas terlihat. Pertimbangkan unsur periode kedua. Karena muatan inti efektif meningkat dari kiri ke kanan, elektron valensi yang ditambahkan pada setiap langkah lebih kuat tertarik oleh inti daripada yang sebelumnya. Oleh karena itu, kita berharap dan memang menemukan jari-jari atom menurun dari Li ke Ne. Dalam sebuah golongan kita menemukan bahwa jari-jari atom bertambah dengan bertambah nomor atom. Untuk logam alkali di Golongan 1A, elektron valensi berada di orbital ns. Karena ukuran orbital meningkat dengan meningkatnya bilangan kuantum utama n, ukuran jari-jari atom meningkat walaupun muatan inti efektif juga meningkat dari Li ke Cs.
Contoh 8.2
Mengacu pada tabel periodik, atur atom-atom berikut menurut peningkatan jari-jari atom: P, Si, N.
Strategi
Apa kecenderungan dalam jari-jari atom dalam golongan periodik dan periode tertentu? Manakah dari unsur-unsur sebelumnya yang berada dalam golongan yang sama? dalam periode yang sama?
Penyelesaian
Dari Gambar 8.1 kita melihat bahwa N dan P berada dalam golongan yang sama (Golongan 5A). Oleh karena itu, jari-jari N lebih kecil dari jari-jari P (jari-jari atom bertambah ketika kita turun satu golongan). Baik Si dan P berada dalam periode ketiga, dan Si berada di sebelah kiri P. Oleh karena itu, jari-jari P lebih kecil dari Si (jari-jari atom berkurang ketika kita bergerak dari kiri ke kanan melintasi suatu periode). Dengan demikian, urutan peningkatan jari-jari atom adalah N < P < Si.
Jari-Jari Ion
Jari-jari ion adalah jari-jari kation atau anion. Itu dapat diukur dengan difraksi sinar-X (lihat Bab 11). Jari-jari ion mempengaruhi sifat fisik dan sifat kimia senyawa ionik. Misalnya, struktur tiga dimensi senyawa ionik tergantung pada ukuran relatif kation dan anionnya.
Ketika atom netral dikonversi menjadi ion, kita mengharapkan perubahan ukuran. Jika atom membentuk anion, ukurannya (atau jari-jari) meningkat, karena muatan inti tetap sama tetapi tolakan yang dihasilkan oleh elektron tambahan memperbesar domain dari awan elektron. Di sisi lain, mengeluarkan satu atau lebih elektron dari atom mengurangi tolakan elektron-elektron tetapi muatan inti tetap sama, sehingga awan elektron menyusut, dan kation lebih kecil dari atom. Gambar 8.7 menunjukkan perubahan ukuran yang dihasilkan ketika logam alkali dikonversi menjadi kation dan halogen dikonversi menjadi anion; Gambar 8.8 menunjukkan perubahan ukuran yang terjadi ketika atom litium bereaksi dengan atom fluor membentuk satuan LiF.
Gambar 8.7 Perbandingan jari-jari atom dengan jari-jari ion. (a) Logam alkali dan kation logam alkali. (b) Halogen dan ion halida.
Gambar 8.8 Perubahan ukuran Li dan F saat bereaksi membentuk LiF.
Gambar 8.9 menunjukkan jari-jari ion yang berasal dari unsur-unsur yang umum, disusun sesuai dengan posisi unsur-unsur dalam tabel periodik. Kita bisa melihat kecenderungan paralel antara jari-jari atom dan jari-jari ion. Misalnya, dari atas ke bawah, baik jari-jari atom maupun jari-jari ion meningkat dalam suatu golongan. Untuk ion yang berasal dari unsur-unsur dalam golongan yang berbeda, perbandingan ukuran hanya bermakna jika ion-ion tersebut adalah isoelektronik. Jika kita memeriksa ion isoelektronik, kita menemukan bahwa kation lebih kecil dari anion. Sebagai contoh, Na⁺ lebih kecil dari F⁻. Kedua ion memiliki jumlah elektron yang sama, tetapi Na (Z = 11) memiliki lebih banyak proton daripada F (Z = 9). Muatan inti efektif yang lebih besar menghasilkan Na⁺ dalam jari-jari yang lebih kecil.
Gambar 8.9 Jari-jari (dalam pikometer) dari ion unsur-unsur yang umum diatur sesuai dengan posisi unsur-unsur dalam tabel periodik.
Berfokus pada kation isoelektronik, kita melihat bahwa jari-jari ion tripositif (ion yang mengandung tiga muatan positif) lebih kecil daripada ion dipositif (ion yang mengandung dua muatan positif), yang pada gilirannya lebih kecil dari ion yang tidak positif (ion yang mengandung satu muatan positif). Kecenderungan ini diilustrasikan dengan baik oleh ukuran tiga ion isoelektronik pada periode ketiga: Al³⁺, Mg²⁺, dan Na⁺ (lihat Gambar 8.9). Ion Al³⁺ memiliki jumlah elektron yang sama dengan Mg²⁺, tetapi memiliki satu proton lagi. Jadi, awan elektron pada Al³⁺ ditarik ke dalam lebih dari pada Mg²⁺. Jari-jari Mg²⁺ yang lebih kecil dibandingkan dengan Na⁺ dapat dijelaskan dengan cara yang sama. Beralih ke anion isoelektronik, kita menemukan bahwa jari-jari meningkat ketika kita pergi dari ion dengan muatan uninegatif (-) ke yang dengan muatan dinegatif (2-), dan seterusnya. Dengan demikian, ion oksida lebih besar dari ion fluor karena oksigen memiliki satu proton lebih sedikit daripada ion fluor; awan elektron lebih tersebar di ion O²⁻.
Contoh 8.3
Untuk masing-masing pasangan berikut, tunjukkan yang mana dari dua spesies yang lebih besar: (a) N³⁻ atau F⁻; (B) Mg²⁺ atau Ca²⁺; (c) Fe²⁺ atau Fe³⁺
Strategi
Dalam membandingkan jari-jari ion, akan berguna untuk mengklasifikasikan ion ke dalam tiga kategori: (1) ion isoelektronik, (2) ion yang membawa muatan yang sama dan dihasilkan dari atom-atom dari golongan periodik yang sama, dan (3) ion membawa muatan yang berbeda tetapi dihasilkan dari atom yang sama. Dalam kasus (1), ion yang membawa muatan negatif lebih besar selalu lebih besar; dalam kasus (2), ion dari atom yang memiliki nomor atom lebih besar selalu lebih besar; dalam kasus (3), ion yang memiliki muatan positif lebih kecil selalu lebih besar.
Penyelesaian
(a) N³⁻ dan F⁻ adalah anion isoelektronik, keduanya mengandung 10 elektron. Karena N³⁻ hanya memiliki tujuh proton dan F⁻ memiliki sembilan, tarikan yang lebih kecil yang diberikan oleh inti pada elektron menghasilkan ion N³⁻ yang lebih besar.
(b) Baik Mg dan Ca anggota Golongan 2A (logam alkali tanah). Dengan demikian, ion Ca²⁺ lebih besar dari Mg²⁺ karena elektron valensi Ca berada dalam kulit yang lebih besar (n = 4) daripada Mg (n = 3).
(c) Kedua ion memiliki muatan inti yang sama, tetapi Fe²⁺ memiliki satu elektron lebih banyak (24 elektron dibandingkan dengan 23 elektron untuk Fe³⁺) dan karenanya tolakan elektron-elektron lebih besar. Jari-jari Fe²⁺ lebih besar.
(b) Baik Mg dan Ca anggota Golongan 2A (logam alkali tanah). Dengan demikian, ion Ca²⁺ lebih besar dari Mg²⁺ karena elektron valensi Ca berada dalam kulit yang lebih besar (n = 4) daripada Mg (n = 3).
(c) Kedua ion memiliki muatan inti yang sama, tetapi Fe²⁺ memiliki satu elektron lebih banyak (24 elektron dibandingkan dengan 23 elektron untuk Fe³⁺) dan karenanya tolakan elektron-elektron lebih besar. Jari-jari Fe²⁺ lebih besar.
Variasi Sifat Fisik Dalam Periode dan Dalam Golongan
Dari kiri ke kanan melintasi periode ada transisi dari logam ke metaloid ke bukan logam. Pertimbangkan unsur periode ketiga dari natrium sampai argon (Gambar 8.10). Natrium, unsur pertama dalam periode ketiga, adalah logam yang sangat reaktif, sedangkan klorin, unsur kedua hingga terakhir dari periode itu, adalah bukan logam yang sangat reaktif. Di antaranya, unsur-unsur tersebut menunjukkan transisi bertahap dari sifat logam ke sifat non logam. Natrium, magnesium, dan aluminium semuanya memiliki jaringan atom tiga dimensi yang luas, yang disatukan oleh kekuatan karakteristik dari keadaan logam. Silikon adalah metaloid; yang memiliki struktur tiga dimensi raksasa di mana atom-atom Si disatukan sangat kuat. Dimulai dengan fosfor, unsur-unsurnya ada dalam satuan molekul sederhana, diskrit (P₄, S₈, Cl₂, dan Ar) yang memiliki titik leleh dan titik didih rendah.
Dalam golongan periodik sifat fisik bervariasi lebih dapat diprediksi, terutama jika unsur-unsurnya berada dalam keadaan fisik yang sama. Misalnya, titik lebur argon dan xenon masing-masing adalah -189,2°C dan -111,9°C. Kita dapat memperkirakan titik lebur kripton unsur yang berada diantara keduanya dengan mengambil rata-rata dari kedua nilai ini sebagai berikut:
