Ikatan & Unsur Kimia


Hallo sobat kimia, jumpa lagi pada blog-kimiaitumudah.blogspot.com-kali ini akan membahas seputar Ikatan & Unsur Kimia yang merupakan lanjutan materi dari postingan saya yang sebelumnya, baca selengkapnya ya sampai ke bawah agar dapat memahami dengan benar materi ini!
A. PENGERTIAN IKATAN KIMIA

 Ikatan kimia adalah ikatan yang terbentuk antar atom atau antar molekul dengan cara :
- Atom yang satu melepaskan elektroEn, sedangakan atom yang lain menerima elektron (serah terima elektron)
- Penggunaan bersama pasangan elektron yang berasal dari masing-masing atom yang berikatan
- Penggunaan bersama pasangan elektron yang berasal dari salah satu atom yang berikatan

 Tujuan pembentukan ikatan kimia adalah guna terjadi pencapaian kestabilan suatu unsur. Kestabilan unsur terjadi apabila suatu unsur mengikuti aturan oktet. Aturan Oktet adalah kecenderungan unsur-unsur untuk menjadikan konfigurasi elektronnnya sama seperti gas mulia. Unsur gas mulia (Gol VIIIA) mempunyai elektron valensi sebanyak 8 (oktet) atau 2 (duplet, hanya unsur Helium).

 Sebelum mengetahui jenis-jenis ikatan kimia, kita harus mengetahui apa itu konfigurasi elektron. Konfigurasi elektron adalah susunan elektron-elektron pada sebuah unsur. Susunan elektron berbentuk sub kulit-sub kulit, yang masing-masing sub kulit terdiri dari elektron yang berbeda. Kulit K : 2, L : 8, M : 8,  N : 8. Dengan adanya konfigurasi elektron, kita dapat mengetahui letak unsur disistem periodik (periode dan golongan).

Contoh :  Buat konfigurasi elektron Na
11Na : 2, 8, 1  à artinya, unsur Na terletak pada golongan 1,  periode ke tiga.

 Namun, di dalam terdapat sub kulit, maka untuk golongan B pada sistem periodik, konfigurasi elektron dibuat berdasarkan Asas Afbau. Karena untuk unsur yang berada di golongan B, konfigurasi elektron menggunakan prinsip kulit K,L,M,N tidak bisa digunakan (Hanya untuk golongan A), tetapi Asas Afbau dapat digunakan untuk di semua golongan (A dan B).

 Berdasarkan perubahan konfigurasi elektron yang terjadi pada pembentukan ikatan kimia, maka dari itulah ikatan kimia dibedakan menjadi ikatan ion, ikatan kovalen, ikatan kovalen koordinasi, dan ikatan logam.

B. JENIS – JENIS IKATAN KIMIA
1. Ikatan Ion
 Ikatan ion (elektrovalen), adalah ikatan yang terbentuk akibat adanya perpindahan (serah-terima) elektron dari satu unsur ke unsur yang lain. Kedua ikatan tersebut berikatan dengan adanya gaya elektrostatis. Unsur yang cenderung melepaskan elektron adala unsur logam sedangkan unsur yang cenderung menerima elektron adalah unsur nonlogam.

“Ikatan yang terbentuk apabila unsur logam melepas elektron dan diikuti dengan unsur nonlogam yang menerima elektron”

Dengan kata lain, satu memberi dan satu menerima
Contoh ikatan ion adalah :
Unsur Na dengan Cl yang membentuk senyawa NaCl.
11Na : 2,8,1 à Na+
17Cl : 2,8,7 à Cl-
Na+ + Cl- à NaCl

 Unsur Na melepaskan 1 elektron valensinya sehingga konfigurasi elektronnya sama dengan gas mulia (8), dan unsur Cl menerima 1 elektron pada kulit terluarnya sehingga konfigurasi elektronnya sama dengan gas mulia (8). Jika unsur melepaskan elektron, maka unsur tersebut bermuatan positif, namun jika unsur menerima elektron, maka unsur tersebut bermuatan negatif
 Senyawa yang mempunyai ikatan ion antara lain 
- Golongan alkali (IA) [kecuali atom H] dengan golongan halogen (VIIA). Contoh : NaF, KI, dan CsF
- Golongan alkali (IA) [kecuali atom H] dengan golongan oksigen (VIA). Contoh : Na2S, Rb2S, Na2O
- Golongan alkali tanah (IIA) dengan golongan oksigen (VIA). Contoh “ CaO, BaO, MgS

2. Ikatan Kovalen
 Ikatan kovalen adalah ikatan yang terjadi karena pemakaian pasangan elektron secara bersama oleh dua atom yang belikatan. Ikatan kovalen terjadi akibat ketidakmampuan salah satu atom yang akan berikatan untuk melepaskan elektron, yang dalam pembentukannya, masing-masing atom mempunyai orbital pada kulit terluar yang berisi elektron tunggal. Dan kedua orbial tersebut saling tumpang-tindih (overlap) sehingga sebuah pasangan elektron terbentuk, kemudian dipakai secara bersama oleh kedua atom. Ikatan kovalen terbentuk oleh sesama unsur non logam.

“ikatan yang terbentuk akibat adanya pemakaian elektrom bersama-sama antara unsur non logam”
Dengan kata lain, sama-sama memberi dan menerima
Contoh ikatan kovalen :
Unsur H dengan N membentuk senyawa NH3
1H : 1      à H+
7N : 2, 5  à N-3
H+ + N-3 à NH3

 Unsur H membutuhkan 1 elektron untuk memenuhi aturan oktet, sedangkan unsur N membutuhkan 3 elektron untuk memenuhi aturan oktet. Oleh karena itu, kedua unsur tersebut sama-sama memberi dan menerima (saling memakai)

Jenis – jenis ikatan kovalen

a. Berdasarkan jumlah pasangan elektronnya, ikatan kovalen dibagi menjadi :
- Ikatan kovalen tunggal, adalah ikatan kovalen yang menggunakan satu pasang elektron. Contoh: H-Cl, H-H
- Ikatan kovalen rangkap dua, adalah ikatan kovalen yang menggunakan dua pasang elektron. Contoh: O=O
- Ikatan kovalen rangkap tiga, adalah ikatan kovalen yang menggunakan tiga pasang elektron. Contoh: HC≡CH

b. Berdasarkan kepolarannya, ikatan kovalen dibagi menjadi :
-   - Ikatan kovalen polar, terjadi antara dua atom dengan keelektronegatifan berdeda (unsur yang berbeda). Contoh : ikatan H-Cl, H-F, N-H
-   - Ikatan kovalen nonpolar, terjadi antara dua atom dengan keelektronegatifan sama (unsur yang sama). Contoh: ikatan  H-H, O=O, Cl-Cl

3. Ikatan Kovalen Koordinasi
 Ikatan Kovalen Koordinasi adalah ikatan yang terbentuk dengan cara penggunaan bersama pasangan elektron yang berasal dari salah satu atom yang berikatan [Pasangan Elektron Bebas (PEB)], sedangkan atom yang lain hanya bisa menerima pasangan elektron yang digunakan bersama.

“Ikatan yang  terbentuk apabila pasangan elektron yang dipakai bersama hanya berasal dari salah satu unsur yang berikatan”
Dengan kata lain, ada satu menerima, dan ada yang tidak menerima
Contoh kovalen koordinasi :
Senyawa NH3 dengan H+ membentuk NH4+

4. Ikatan Logam



 Ikatan logam adalah ikatan yang terbentuk akibat adanya gara tarik menarik yang terjadi antara muatan pisitif dari ion-ion logam dengan muatan negatif dari elektron-elektron yang bebas bergerak. Atom-atom logam dapat diibaratkan bola ping-pong yang terjejal rapat satu sama lain. Atom logam mempunyai sedikit elektron valensi, sehingga sangat mudah untuk dilepaskan dan membentuk ion positif. Maka dari itu kulit terluar atom logam relatif longgar terdapat banyak tempat kosong) sehingga elektron dapat berpindah dari satu atom ke atom lain. Mobilitas elektron dalam logam sedemikian bebas, sehingga elektron valensi logam mengalami delokalisasi yaitu suatu keadaan dimana elektron valensi tersebut tidak tetap posisinya pada satu atom, tetapi senantiasa berpindah-pindah dari satu atom ke atom lain. Elektron-elektron valensi tersebut berbaur membentuk awan elektron yang menyelimuti ion-ion positif logam.

C. IKATAN ANTAR MOLEKUL

 Gaya antarmolekul adalah gaya aksi di antara molekul-molekul yang menimbulkan tarikan antarmolekul dengan berbagai tingkat kekuatan.

a. Ikatan Van Der Waals

 Ikatan van der Waals adalah ikatan yang berlaku akibat kedudukan kumpulan kimia yang berdekatan. Gaya Van der Waals dahulu dipakai untuk menunjukan semua jenis gaya tarik menarik antar molekul. Namun kini merujuk pada gaya-gaya yang timbul dari polarisasi molekul menjadi dipol seketika. Ikatan ini merupakan jenis ikatan antar molekul yang terlemah, namun sering dijumpai diantara semua zat kimia terutama gas.

 Pada saat tertentu, molekul-molekul dapat berada dalam fase dipol seketika ketika salah satu muatan negatif berada di sisi tertentu. Dalam keadaa dipol ini, molekul dapat menarik atau menolak elektron lain dan menyebabkan atom lain menjadi dipol. Gaya tarik menarik yang muncul sesaat ini merupakan gaya Van der Waals.

1. Interaksi Ion – Dipol (Molekul Polar)
 Terjadi interaksi (berikatan) / tarik menarik antara ion dengan molekul polar (dipol).
Contoh : H+ + H2O → H3O+
Ag+ + NH3 → Ag(NH3)+
 Interaksi ini termasuk jenis interaksi yang relatif cukup kuat. Contoh : NaCl (senyawa ion) dapat larut dalam air (pelarut polar), AgBr (senyawa ion) dapat larut dalam NH3 (pelarutpolar).


2. Interaksi Dipol – Dipol
 Merupakan interaksi antara sesama molekul polar (dipol). Interaksi ini terjadi antara ekor dan kepala.


3. Interaksi Ion – Dipol Terinduksi
 Merupakan antaraksi ion dengan dipol terinduksi. Dipol terinduksi merupakan molekul netralmenjadi dipol akibat induksi partikel bermuatan yang berada didekatnya. Partikel penginduksi dapat berupa ion atau dipol lain. Kemampuan menginduksi ion lebih besar daripada dipol karena muatan ion semakin besar.Ikatan ini relatif lemah karena kepolaran molekul terinduksi relatif kecil dari dipol permanen.
Contoh : I- + I2 → I3

4. Interaksi Dipol – Dipol Terinduksi
 Molekul dipol dapat membuat molekul netral lain bersifat dipol terinduksi sehingga terjadiantaraksi dipol – dipol terinduksi. Ikatan ini cukup lemah sehingga prosesnya berlangsung lambat.
Contoh : n H2O + Kr → Kr (H2O)n

5. Antar Aksi Dipol Terinduksi – Dipol Terinduksi (Gaya London)
 Gaya London adalah gaya yang ditimbulkan oleh ikatan dipol sesaat. Gaya London dapat terjadi pada gas mulia yang mempunyai keelektronegatifan nol. Contohnya pada Neon, dimana gas neon bisa dicairkan. Pada suhu yang sangat rendah dan pada suhu yang sangat tinggi, atom-atom neon akan saling berdekatan sehingga kestabilan elektronnya akan terganggu.  Hal ini menyababkan dalam atom Neon terbentuk dua kutub (dipol) antara molekul yang sama. Dipol ini mengadakan ikatan sehingga neon berubah menjadi cair. Dipol ini bersifat sementara, karena elektron selalu bergerak dalam orbital sehingga pada saat berikutnya dipol itu hilang. Ikatan dipol sangat lemah, tetapi ikatannya akan bertambah kuat dengan bertambahnya elektron, sehingga titik didih makin tinggi.

 Kekuatan gaya London bergantung pada beberapa faktor, antara lain kerumitan molekul dan ukuran molekul.
- Kerumitan Molekul
Lebih banyak terdapat interaksipada molekul kompleks dari molekul sederhana, sehingga Gaya London lebih besar dibandingkan molekul sederhana.
Makin besar Mr makin kuat Gaya London.
- Ukuran Molekul
Molekul yang lebih besar mempunyai tarikan lebih besar dari pada molekul berukuran kecil. Sehingga mudah terjadi kutub listrik sesaat yang menimbulkan Gaya London besar.
Dalam satu golongan dari atas ke bawah, ukurannya bertambah besar, sehingga gaya londonnya juga semakin besar.

Mekanisme :
a. Pasangan elektron suatu molekul, baik yang bebas maupun yang terikat selalu bergerak mengelilingi inti.
b. Elektron yang bergerak dapat mengimbas atau menginduksi sesaat pada molekul yang lainsehingga molekul yang lain menjadi polar terinduksi sesaat.
c.  Molekul ini dapat menginduksi molekul lainnya sehingga terbentuk molekul –molekul dipol sesaat.

b. Ikatan Hidrogen

 Ikatan hidrogen merupakan gaya tarik menarik antara atom H dengan atom lain yang mempunyai keelektronegatifan besar pada satu molekul dari senyawa yang sama. Ikatan hidrogen merupakan ikatan yang paling kuat dibandingkan dengan ikatan antar molekul lain, namun ikatan ini masih lebih lemah dibandingkan dengan ikatan kovalen maupun ikatan ion.

 Ikatan hidrogen ini terjadi pada ikatan antara atom H dengan atom N, O, dan F yang memiliki pasangan elektron bebas. Hidrogen dari molekul lain akan bereaksi dengan pasangan elektron bebas ini membentuk suatu ikatan hidrogen dengan besar ikatan bervariasi. Kekuatan ikatan hidrogen ini dipengaruhi oleh beda keelektronegatifan dari atom-atom penyusunnya. Semakin besar perbedaannya semakin besar pula ikatan hidrogen yang dibentuknya.

 Kekuatan ikatan hidrogen ini akan mempengaruhi titik didih dari senyawa tersebut. Semakin besar perbedaan keelektronegatifannya maka akan semakin besar titik didih dari senyawa tersebut. Namun, terdapat pengecualian untuk H2O yang memiliki dua ikatan hidrogen tiap molekulnya. Akibatnya, titik didihnya paling besar dibanding senyawa dengan ikatan hidrogen lain, bahkan lebih tinggi dari HF yang memiliki beda keelektronegatifan terbesar.





D. FAKTOR GEOMETRI

Faktor geometri yang menentukan ikatan dan struktur

a. Jari-Jari Atomik


 Kerapatan elektron dalam atom secara perlahan akan menuju, tetapi tidak pernah mencapai nol ketika jarak dari inti meningkat. Oleh karena itu, secara ketat dapat dinyatakan bahwa jari-jari atom atau ion tidak dapat ditentukan. Namun, secara eksperimen mungkin untuk menentukan jarak antar inti atom. Jari-jari atomik yang ditentukan secara eksperimen merupakan salah satu parameter atomik yang sangat penting untuk mendeskripsikan kimia struktural senyawa. Cukup beralasan untuk mendefinisikan jari-jari logam sebagai separuh jarak atom logam. Separuh jarak antar atom didefinisikan juga sebagai jari-jari kovalen zat elementer.

b. Jari-Jari Ionik



 Karena kation dan anion unsur yang berbeda dalam senyawa ion diikat dengan interaksi elektrostatik, jarak ikatan adalah jumlah jari-jari ionik yang diberikan untuk kation dan anion.

 Jari-jari ionik standar satu spesies ditetapkan terlebih dahulu dan kemudian dikurangkan dari jarak antar ion untuk menentukan jari-jari ion partnernya. Sebagai standar, jari-jari ion O2- dalam sejumlah oksida ditetapkan sebesar 140 pm (1 pm = 10-12 m) 

c. Entalpi kisi

  Walaupun kestabilan kristal dalam suhu dan tekanan tetap bergantung pada perubahan energi bebas Gibbs pembentukan kristal dari ion-ion penyusunnya, kestabilan suatu kristal ditentukan sebagian besar oleh perubahan entalpinya saja. Hal ini  disebabkan oleh sangat eksotermnya pembentukan kisi, dan suku entropinya sangat kecil . Entalpi kisi,  ∆HL, didefinisikan sebagai perubahan entalpi standar reaksi dekomposisi kristal ionik menjadi ion-ion gasnya (s adalah solid, g adalah gas and L adalah kisi (lattice)).

MX(s) → M+(g) + X- (g)   ∆HL


 Entalpi kisi secara tidak langsung dihitung dari nilai perubahan entalpi dalam tiap tahap menggunakan siklus Born-Haber. Yakni, suatu siklus  yang dibentuk dengan menggunakan data entalpi; entalpi pembentukan standar kristal ion dari unsur-unsurnya,  ∆Hf, entalpi sublimasi padatan elementernya, entalpi atomisasi yang berhubungan dengan entalpi disosiasi molekul elementer gasnya,  ∆Hatom, entalpi ionisasi yakni jumlah entalpi ionisasi pembentukan kation dan entalpi penangkapan elektron dalam pembentukan anion, ∆Ηion. 


d. Tetapan Madelung

 Energi potensial Coulomb total antar ion dalam  senyawa ionik yang terdiri atas ion A dan B adalah penjumlahan energi potensial Coulomb interaksi ion individual, Vab.  Karena lokasi ion-ion dalam kisi kristal ditentukan oleh tipe struktur, potensial Coulomb total antar ion dihitung dengan menentukan jarak antar ion d. A adalah tetapan Madelung  yang khas untuk tiap struktur kristal


 Interaksi elektrostatik antara ion-ion yang bersentuhan merupakan yang terkuat, dan tetapan Madelung biasanya menjadi lebih besar bila bilangan koordinasinya meningkat.  Sebab muatan listrik mempunyai tanda yang berlawanan, potensialnya menjadi negatif, menunjukkan penstabilan yang menyertai pembentukan kisi kristal dari ion-ion fasa gas yang terdispersi baik. Walaupun potensial listrik terendah biasanya menghasilkan struktur paling stabil, namun ini  tidak selalu benar sebab ada interaksi lain yang harus dipertimbangkan.

STRUKTUR KRISTAL LOGAM

Kebanyakan bahan logam mempunyai tiga struktur kristal:
- kubus berpusat muka (face-centered cubic).
- kubus berpusat badan (body-centered cubic).
- heksagonal tumpukan padat (hexagonal close-packed).

a. Face Cetered Cubic (FCC)  


- Gambar 2a menunjukkan model bola pejal sel satuan FCC,
- Gbr 2b: pusat-pusat atom digambarkan dengan bola padat kecil
- Sel satuan FCC yang berulang dalam padatan kristalin sama seperti yang ditunjukkan pada 
- Struktur FCC mempunyai sebuah atom pada pusat semua sisi kubus dan sebuah atom pada setiap titik sudut kubus. Beberapa logam yang memiliki struktur kristal FCC yaitu tembaga, aluminium, perak, dan emas.
- Sel satuan FCC mempunyai empat (4) buah atom, yang diperoleh dari jumlah delapan seperdelapan-atom pada delapan titik sudutnya plus enam setengah-atom pada enam sisi kubusnya (8 1/8  + 6 1/2).
- Atom-atom atau inti ion bersentuhan satu sama lain sepanjang diagonal sisi. Hubungan panjang sisi kristal FCC, a, dengan jari-jari atomnya, R, ditunjukkan oleh persamaan berikut:


 Tiap atom dalam sel satuan FCC ini dikelilingi oleh duabelas (12) atom tetangga, hal ini berlaku untuk setiap atom, baik yang terletak pada titk sudut maupun atom dipusat sel satuan (lihat Gambar 2a). Jumah atom tetangga yang mengelilingi setiap atom dalam struktur kristal FCC yang nilainya sama untuk setiap atom disebut dengan bilangan koordinasi (coordination number). Bilangan koordinasi struktur FCC adalah 12.
 Faktor tumpukan atom (atomic packing factor, APF) adalah fraksi volum dari sel satuan yang ditempati oleh bola-bola padat, seperti ditunjukkan oleh persamaan berikut:


b. Body Centered Cubic (BCC)

 Struktur kristal kubus berpusat badan (BCC): (a) gambaran model bola pejal sel satuan BCC, (b) Sel satuan BCC digambarkan dengan bola padat kecil, (c) Sel satuan BCC yang berulang dalam padatan kristalin
- Logam–logam dengan struktur BCC mempunyai sebuah atom pada pusat kubus dan sebuah atom pada setiap titik sudut kubus
- Sel satuan BCC mempunyai dua (2) buah atom, yang diperoleh dari jumlah delapan seperdelapan atom pada delapan titik sudutnya plus satu atom pada pusat kubus (8 1/8 + 1).
- Atom-atom atau inti ion bersentuhan satu sama lain sepanjang diagonal ruang. Hubungan panjang sisi kristal BCC, a, dengan jari-jari atomnya, R, diberikan sebagai berikut:


 Tiap atom dalam sel satuan BCC ini dikelilingi oleh delapan (8) atom tetangga (lihat Gambar 3a), sebagai akibatnya bilangan koordinasi struktur BCC adalah 8.Karena struktur BCC mempunyai bilangan koordinasi lebih kecil dibandingkan dengan bilangan koordinasi FCC, maka faktor tumpukan atom struktur BCC, yang bernilai 0.68, adalah juga lebih kecil dibandingkan dengan faktor tumpukan atom FCC.

c. Hexagonal Close Packed (HCP)



 Gambar Struktur kristal heksagonal tumpukan padat (HCP): (a) sel satuan HCP digambarkan dengan bola padat kecil, (b) sel satuan HCP yang berulang dalam padatan kristalin.
- Ciri khas logam–logam dengan struktur HCP adalah setiap atom dalam lapisan tertentu terletak tepat diatas atau dibawah sela antara tiga atom pada lapisan berikutnya
- Sel satuan HCP mempunyai enam (6) buah atom, yang diperoleh dari jumlah dua-belas seperenam-atom pada dua belas titik sudut lapisan atas dan bawah plus dua setengah-atom pada pusat lapisan atas dan bawah plus tiga atom pada lapisan sela/tengah (12 1/6 + 2  1/2 + 3).
- Jika a dan c merupakan dimensi sel satuan yang panjang dan pendek (lihat Gambar 4), maka rasio c/a umumnya adalah 1.633. Akan tetapi, untuk beberapa logam HCP, nilai rasio ini berubah dari nilai idealnya.
- Bilangan koordinasi struktur HCP dan faktor tumpukannya sama dengan struktur FCC, yaitu 12 untuk bilangan koordinasi dan 0.74 untuk faktor tumpukan.
KRISTAL IONIK

 Struktur dasar kristal ion yang lebih besar (biasanya anion) membentuk susunan terjejal dengan ion yang lebih kecil (biasanya kation) masuk ke dalam lubang oktahedral atau tetrahedral di antara anion.

 Kristal anion diklasifikasi kedalam beberapa tipe struktur berdasarkan jenis kation dan anion yang terlibat dan jari-jari ionnya.
VARIASI UNGKAPAN STRUKTUR PADATAN

 Banyak padatan anorganik memiliki struktur 3-dimensi yang rumit.  Ilustrasi yang berbeda dari senyawa yang sama akan membantu kita memahami struktur tersebut.  Dalam hal senyawa anorganik yang rumit, menggambarkan ikatan antar atom, seperti yang digunakan dalam senyawa organik biasanya menyebabkan kebingungan. Anion dalam kebanyakan oksida, sulfida atau halida logam membentuk tetrahedral atau oktahedral di sekeliling kation logam. Walaupun tidak terdapat ikatan antar anion, strukturnya akan disederhanakan bila struktur diilustrasikan dengan polihedra anion yang menggunakan bersama sudut, sisi atau muka. Dalam ilustrasi semacam ini,atom logam biasanya diabaikan.



E. FAKTOR ELEKTRONIK
 Ikatan dan struktur senyawa ditentukan oleh sifat elektronik seperti kekuatan atom-atom penyusun dalam menarik dan menolak elektron. Orbital molekul yang diisi elektron valensi, susunan grometrisnya dipenaruhi oleh interaksi elektronik antar elektron non ikatan. 

a. Muatan Inti Efektif

 Muatan inti efektif (Zeff) adalah muatan total dari inti atom yang dirasakan oleh elektron terluar. Muatan inti efektif mempengaruhi jari-jari atom, energi ionisasi dan afinitas elektron.

Muatan Inti Efektif

Zeff = Z- S
Keterangan :
Z = Jumlah proton dalam inti atom atau nomor atom.
S = Konstanta perisai

 Untuk mengetahui nilai S adalah berdasarkan aturan Slater. Aturan Slater diperlukan karena pada suatu atom dengan jumlah elektron banyak, elektron yang satu merasakan muatan inti yang lebih kecil dibandingkan kenyataannya karena adanya efek perisai dari elektron-elektron lain yang berada lebih dekat dengan inti.

 Konstanta perisai suatu elektron adalah berdasarkan kaidah berikut ini :
- Elektron di sebelah kanan elektron yang dikaji tidak memberi konstanta perisai atau sama dengan 0.
- Elektron di sebelah kiri elektron yang dikaji memberi konstanta perisai :

a. Setiap elektron dalam kelompok yang sama memberi kontribusi sebesar 0,35, kecuali kelompok 1s sebesar 0,30
b. Setiap elektron dalam orbital s dan p, dengan bilangan kuantum utama (n) kurang dari satu elektron yang dikaji memberi kontribusi sebesar 0,85.
c. Setiap elektron dalam orbital s dan p dengan bilangan kuantum utama (n) kurang dari dua atau lebih elektron yang dikaji memberi kontribusi sebesar 1,00
d. Setiap elektron dalam orbital d dan f memberi kontribusi sebesar 1,00 baik untuk elektron dengan nilai n < elektron yang dikaji ataupun dengan n= elektron yang dikaji dan memiliki bilangan kuantum azimut yang lebih kecil.

Contoh :
 Berapa nilai muatan inti efektif per obital dari atom kripton dengan nomor atom 36. Terlebih dahulu dibuat konfigurasi elektronnya berdasarkan asas Aufbau dan kaidah Madelung.

 Konfigurasi elektron unsur kripton adalah
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 di kelompokkan menjadi
(1s)2 (2s2p)8(3s3p)8(3d)10(4s4p)8

 Karena kulit terluar tidak memberi perisai untuk elektron sebelumnya, sehingga diabaikan. Misalnya, kulit terluar dari unsur kripton adalah 4p dengan banyak elektron 6, tetapi karena tidak ada perisai untuk elektron sebelumnya, maka dihitung 5 elektron.

 Konstanta perisai (S) dari kripton adalah
S Kr = (elektron kulit terluar(kulit ke 5 (4s 4p))x 0,85) + (elektron kulit terluar (kulit ke 4 (3d))x 1,00) + (elektron kulit terluar(kulit ke 3 (3s 3p))x 0,85) + (elektron kulit terluar (kulit ke 2 (2s 2p))x 0,85) + (elektron kulit terluar (kulit 1(1s))x 0,30)

 Sehingga,

S Kr = (7 x 0,85) + (10x 1) + (8 x 0,85) + (8 x 0,85) + (2 x 0,30) = 31,85 dengan satu elektron diabaikan pada kulit ke 5.
Zeff = Z-S = 36-31,85 = 4,15  

 Dinyatakan bahwa :
- Dalam satu golongan, dari atas ke bawah, muatan inti efektif akan semakin kecil.
- Dalam satu periode, dari kiri ke kanan, muatan inti efektif akan semakin besar.

b. Energi Ionisasi

 Energi ionisasi (IE) adalah jumlah minimum energi yang diperlukan oleh atom netral berwujud gas untuk mengeluarkan elektron. Energi untuk mengeluarkan satu elektron pertama disebut energi ionisasi pertama, sedangkan untuk mengeluarkan elektron kedua disebut energi ionisasi kedua, begitupun seterusnya.

 Energi ionisasi ditekankan pada pembentukan ion bermuatan positif. Semakin besar ukuran/nomor atom, maka semakin mudah atom melepaskan elektron, sehingga semakin mudah membentuk ion bermuatan positif. Semakin besar nilai energi ionisasi, maka semakin sulit elektron dilepaskan dari atom.

 Dinyatakan bahwa :
- Dalam satu golongan, dari atas ke bawah, energi ionisasi akan semakin kecil.
- Dalam satu periode, dari kiri ke kanan, energi ionisasi akan semakin besar.

 Energi ionisasi dinyatakan dalam satuan internasional, yaitu elektron volt (eV) dengan nilai 
1 eV = 1,60 x 10-19 J = 96,485 kJ.mol-1. Dengan batasan tersebut dinyatakan bahwa energi ionisasi bergantung pada seberapa kuat elektron terikat pada atom atau seberapa kuat muatan inti efektifnya.

Grafik Energi Ionisasi

c. Afinitas Elektron

 Afinitas elektron adalah energi yang dilepaskan oleh suatu unsur dalam wujud gas saat unsur tersebut menerima satu elektron, sehingga terbentuk ion bermuatan negatif. Semakin mudah suatu unsur menangkap elektron, maka semakin besar energi yang dilepaskan.

 Dinyatakan bahwa :
- Dalam satu golongan, dari atas ke bawah, afinitas elektron akan semakin kecil.
- Dalam satu periode, dari kiri ke kanan, afinitas elektron akan semakin besar.

 Unsur dengan afinitas elektron bertanda negatif memiliki kecenderungan lebih besar dalam menyerap elektron daripada unsur dengan afinitas elektron bertanda positif. Semakin negatif nilai afinitas elektron, maka semakin besar kemampuan unsur dalam menyerap elektron, sehingga semakin besar kemampuan unsur untuk membentuk ion bermuatan negatif.

 Jika energi ionisasi hanya bernilai positif, afinitas elektron dapat bernilai positif dan negatif. Jika satu elektron ditambahkan pada atom yang stabil dan terjadi penyerapan energi, maka afinitas elektron bernilai positif. Jika satu elektron dilepas dari atom yang stabil dan terjadi pelepasan energi, maka afinitas elektron bernilai negatif.

 Ada beberapa unsur yang tidak memiliki afinitas elektron karena unsur-unsur tersebut sulit untuk menangkap elektron.

d. Keelektronegatifan

 Keelektronegatifan adalah skemampuan sebuah atom untuk menarik elektron. Semakin besar nilai keelektronegatifan, semakin besar pula kekuatan atom untuk menarik elektron. Sifat ini berkaitan dengan afinitas elektron.

1) L. Pauling

 Dinyatakan bahwa :
- Dalam satu golongan, dari atas ke bawah, keelektronegatifan akan semakin kecil.
-  Dalam satu periode, dari kiri ke kanan, keelektronegatifan akan semakin besar.

 Ada beberapa unsur yang tidak memiliki keelektronegatifan karena unsur-unsur tersebut cenderung memiliki energi yang stabil, sehingga kemungkinan unsur-unsur tersebut menerima dan melepaskan elektron sangat kecil.

 Cara mengetahui jari-jari atom, energi ionisasi dan afinitas elektron suatu unsur berdasarkan konfigurasi elektron.

 Contoh :
Terdapat unsur magnesium, alumunium,silikon dan fosfor dengan masing-masing nomor atom, yaitu :

- Helium memiliki nomor atom 2 ditulis dengan 2He.
- Neon memiliki nomor atom 10 ditulis dengan 10Ne.
- Argon memiliki nomor atom 18 ditulis dengan 18Ar.
- Kripton memiliki nomor atom 36 ditulis dengan 36Kr.

 Konfigurasi elektron keempat unsur tersebut adalah
2He = 2  atau 1s2 → golongan VIII A/golongan 18 dan berasal dari periode 1
10Ne = 2 8 atau [He] 2s2 2p6  → golongan VIII A/golongan 18 dan berasal dari periode 2
18Ar = 2 8 8 atau [Ne] 3s2 3p6 → golongan VIII A/golongan 18 Adan berasal dari periode 3
36Kr = 2 8 18 8 atau [Ar] 3d10 4s2 4p6 → golongan VIII A/golongan 18 dan berasal dari periode 4

 Penetapan periode suatu unsur bergantung dari jumlah kulit yang terisi elektron, sedangkan penetapan golongan suatu unsur bergantung dari jumlah elektron valensinya (jumlah elektron terakhir). Jika elektron terakhir mengisi subkelopak s dan p, maka unsur termasuk golongan A.

 Karena keempat unsur berasal dari periode yang berbeda, maka yang diperhatikan hanya golongannya saja.

 Berdasarkan ketentuan di atas, disimpulkan bahwa :

- Dalam satu periode, dari kiri ke kanan, jari-jari atom akan semakin kecil.

- Dalam satu periode, dari kiri ke kanan, energi ionisasi akan semakin besar.

- Dalam satu periode, dari kiri ke kanan, afinitas elektron akan semakin besar.

-  Dalam satu periode, dari kiri ke kanan, keelektronegatifan akan semakin besar.

- Unsur helium memiliki jari-jari atom paling kecil daripada ketiga unsur lainnya. Unsur kripton memiliki jari-jari atom paling besar daripada ketiga unsur lainnya. 

- Unsur  helium memiliki energi ionisasi  paling besar daripada ketiga unsur lainnya. Unsur kripton memiliki energi ionisasi paling kecil daripada ketiga unsur lainnya.

- Unsur  helium memiliki afinitasi elektron  paling besar daripada ketiga unsur lainnya. Unsur kripton memiliki afinitas elektron paling kecil daripada ketiga unsur lainnya.

- Unsur  helium memiliki keelektronegatifan paling besar daripada ketiga unsur lainnya. Unsur kripton memiliki keelektronegatifan paling kecil daripada ketiga unsur lainnya.

 Berikut ini adalah tabel beberapa unsur dengan nilai energi ionisasi, afinitas elektron dan keelektronegatifan.

 Keterangan : Simbol I adalah energi ionisasi pertama, simbol A adalah afinitas elektron dan simbol x adalah keelektronegatifan (skala Pauling).

Atom
I
A
χ
Atom
I
A
χ
H
13,60
0,75
2,20
Cr
6,77
0,67
1,66
He
24,59
Mn
7,44
1,55
Li
5,39
0,62
0,98
Fe
7,90
0,15
1,83
Be
9,32
1,57
Co
7,88
0,66
1,88
B
8,30
0,28
2,04
Ni
7,64
1,16
1,91
C
11,26
1,27
2,55
Cu
7,73
1,24
1,90
N
14,53
3,04
Zn
9,99
1,65
O
13,62
1,46
3,44
Ga
6,00
0,30
1,81
F
17,42
3,40
3,98
Ge
7,90
1,23
2,01
Ne
21,56
As
9,82
0,81
2,18
Na
5,14
0,55
0,93
Se
9,75
2,02
2,55
Mg
7,65
1,31
Br
11,81
3,36
2,96
Al
5,99
0,44
1,61
Kr
14,00
3,00
Si
8,15
1,39
1,90
Rb
4,18
0,49
0,82
P
10,49
0,75
2,19
Sr
5,69
0,11
0,95
S
10,36
2,08
2,58
Y
6,22
0,31
1,22
Cl
12,97
3,61
3,16
Zr
6,63
0,43
1,33
Ar
15,76
Nb
6,76
0,89
1,6
K
4,34
0,50
0,82
Mo
7,09
0,75
2,16
Ca
6,11
0,02
1,00
Ru
7,36
1,05
2,2
Sc
6,56
0,19
1,36
Rh
7,46
1,14
2,28
Ti
6,83
0,08
1,54
Pd
8,34
0,56
2,20
V
6,75
0,53
1,63
Ag
7,58
1,30
1,93

Atom
I
A
χ
Cd
8,99
1,69
In
5,79
0,30
1,78
Sn
7,34
1,11
1,96
Sb
8,64
1,07
2,05
Te
9,01
1,97
2,1
I
10,45
3,06
2,66
Xe
12,13
2,60
Cs
3,89
0,47
0,79
Ba
5,21
0,15
0,89
La
5,58
0,50
Hf
6,83
1,3
Ta
7,89
0,32
1,5
W
7,98
0,82
2,36
Re
7,88
0,15
1,9
Os
8,70
1,10
2,2
Ir
9,10
1,60
2,20
Pt
9,00
2,13
2,28
Au
9,23
2,31
2,54
Hg
10,44
2,00
Tl
6,11
0,20
1,62
Pb
7,42
0,36
2,33
Bi
7,29
0,95
2,02

2) Allerd–Rochow

 Allerd dan Rochow beranggapan bahwa elektronegativitas haruslah berhubungan dengan muatan sebuah elektron pada "permukaan" sebuah atom: semakin tinggi muatan per satuan lebar permukaan atom, semakin agung kecenderungan atom tersebut untuk menarik elektron-elektron. Muatan inti efektif, Z* yang terdapat pada elektron valensi dapat diperkirakan dengan memakai kaidah Slater. Sedangkan lebar permukaan atom pada sebuah molekul dapat dihitung dengan asumsi lebar ini proposional dengan kuadrat jari-jari kovalen (rcov). rcov memiliki satuan ångström,


3) Mulliken

 Mulliken mengajukan bahwa purata aritmetik dari energi ionisasi pertama dan afinitas elektron haruslah adalah sebuah hitungan dari kecenderungan sebuah atom menarik elektron-elektron. Sebab arti ini tidak bergantung pada skala relatif sembarang, ia juga dikata sebagai elektronegativitas relatif dengan satuan kilojoule per mol atau elektronvolt.

 Namun pada umumnya kita memakai transformasi linear untuk menerapkan transformasi harga absolut tersebut dibentuk menjadi harga yang bertambah mirip dengan harga Pauling. Untuk energi inonisasi dan afinitas elektron dalam elektronvolt

References
Ahmad, D. (2018, Maret 29). Struktur Kristal Logam. Retrieved from Sridianti Web site: https://www.sridianti.com/struktur-kristal-logam.html
Hadi, A. (2015, November). Pengertian dan Jenis-Jenis Ikatan Kimia. Retrieved from Soft Ilmu Web Site: https://www.softilmu.com/2015/11/Pengertian-Jenis-Macam-Ikatan-Kimia-Adalah.html
Laura, R. K. (2018, February 18). Muatan Inti Efektif, Jari-Jari Atom, Energi Ionisasi, Afinitas Elektron Dan Keelektronegatifan. Retrieved from Ratu Kemala Laura Web Site: https://ratukemalalaura.blogspot.com/2018/02/muatan-inti-efektif-jari-jari-atom.html
Mely, R. A. (2014, Desember). Ikatan Antar Molekul. Retrieved from Rizka Ayu Mely Khatun Web site: http://rizkaayumelykhatun.blogspot.com/2014/12/gaya-antar-molekul.html
Mulyono. (2011, Oktober). Entalpi Kisi dan Tetapan Madelung. Retrieved from Sersan Mulyono Web Site: http://sersan-mulyono.blogspot.com/2011/10/entalpi-kisi-dan-tetapan-madelung.html




di
Label:

11 comments:

Subscribe to: Post Comments (Atom)