Kimia Universitas — Tahun 1 · Bachelor Year 1

2Keperiodikan

Litium, natrium, dan kalium adalah logam lunak dan mengilap yang menjadi kusam di udara dan bereaksi dengan air; fluorin, klor, dan brom adalah nonlogam berwarna dan korosif yang merebut elektron dari hampir apa saja. Setiap trio itu menempati satu kolom tabel periodik, dan anggota-anggota satu kolom saling mirip, sedangkan tetangga sebaris tidak. Bab sebelumnya menjelaskan sebabnya: unsur-unsur satu kolom mempunyai konfigurasi elektron valensi yang sama. Bab ini mengubah penjelasan itu menjadi angka — jari-jari, energi ionisasi, afinitas elektron, keelektronegatifan — dan menjadi kecenderungan-kecenderungan yang memungkinkan ahli kimia meramalkan, hanya dari letak sebuah unsur, seberapa besar atom-atomnya, seberapa mudah atom itu melepas atau menerima elektron, dan ke arah mana elektron-elektron sebuah ikatan condong.

Yang sudah kamu ketahui

Setiap periode dimulai dengan pengisian subkulit $n$ s dan berakhir dengan subkulit $n$ p yang penuh; blok s, p, d, dan f mempunyai lebar 2, 6, 10, dan 14 (Proposisi 1.23). Buku 1 (kelas 11) memerikan keelektronegatifan sebagai kecenderungan sebuah atom untuk menarik elektron-elektron sebuah ikatan.

2.1 Tabel yang disusun dari konfigurasi

Definisi 2.1 (Periode, golongan, blok)

Dalam tabel periodik, unsur-unsur disusun menurut nomor atom $Z$ yang membesar. Sebuah periode adalah sebuah baris: unsur-unsur yang kulit valensinya mempunyai bilangan utama $n$ yang sama. Sebuah golongan adalah sebuah kolom, bernomor 1 sampai 18: unsur-unsur dengan konfigurasi valensi yang sama. Sebuah blok adalah himpunan unsur yang subkulit terakhirnya yang terisi berjenis sama, s, p, d, atau f.

Contoh 2.2 (Membaca sebuah letak)

Selenium, $[\ce{Ar}]\,3\text{d}^{10} 4\text{s}^2 4\text{p}^4$ , terletak pada periode 4 (kulit valensi $n = 4$ ), di blok p, dan pada golongan 16 (dua elektron s, sepuluh d, dan empat p: $2 + 10 + 4$ ); konfigurasi valensinya, $n\text{s}^2 n\text{p}^4$ , sama dengan konfigurasi oksigen dan belerang di atasnya.

Definisi 2.3 (Logam, nonlogam, metaloid)

Logam adalah unsur yang padatannya menghantarkan listrik dan yang atom-atomnya mudah melepas elektron membentuk kation; nonlogam adalah unsur yang tidak menghantarkan listrik (dengan pengecualian seperti grafit) dan mudah menerima elektron atau memakainya bersama. Sebuah metaloid adalah unsur yang sifatnya di antara keduanya, yaitu semikonduktor: boron, silikon, germanium, arsen, antimon, dan telurium.

Logam (bagian terbesar), metaloid di sepanjang sebuah tangga dari boron sampai telurium, dan nonlogam di kanan atas. Blok f, yang tidak digambar di sini, seluruhnya terdiri atas logam.

2.2 Ukuran: jari-jari atom dan jari-jari ion

Definisi 2.4 (Penapisan, muatan inti efektif)

Di dalam atom berelektron banyak, sebuah elektron ditarik oleh inti, yang bermuatan $Ze$ , dan ditolak oleh elektron-elektron lain. Elektron-elektron bagian dalam sebagian meniadakan tarikan inti: inilah yang disebut penapisan. Elektron valensi berperilaku seakan-akan merasakan muatan inti yang berkurang, $Z^{*}e$ , yaitu muatan inti efektif, dengan $Z^{*} < Z$ . Elektron pada kulit yang lebih dalam menapis hampir sepenuhnya; elektron pada kulit yang sama hanya sedikit menapis.

Catatan 2.5 (Alat kualitatif)

Dalam buku ini $Z^{*}$ dipakai secara kualitatif: sepanjang satu periode, $Z$ bertambah satu pada setiap langkah, sedangkan elektron tambahannya, yang berada pada kulit yang sama, hanya sedikit menapis, sehingga $Z^{*}$ yang dirasakan elektron valensi bertambah; menuruni satu golongan, $Z^{*}$ hanya sedikit berubah, tetapi kulit valensi $n$ bertambah. Aturan untuk menghitung $Z^{*}$ dari konfigurasi (aturan Slater) diberikan dalam jilid Tahun 2.

Definisi 2.6 (Jari-jari kovalen, jari-jari ion)

Jari-jari kovalen sebuah unsur adalah setengah panjang ikatan tunggal antara dua atomnya: untuk klor, setengah jarak $\ce{Cl-Cl}$ pada $\ce{Cl2}$ . Jari-jari ion sebuah ion adalah bagian jarak antara kation dan anion yang bertetangga di dalam kristal ion yang diberikan kepada ion itu, menurut sebuah konvensi yang menetapkan jari-jari satu ion acuan ( $\ce{O^{2-}}$ ); nilainya sedikit bergantung pada banyaknya tetangga.

Contoh 2.7 (Halogen)

Panjang ikatan $\ce{F2}$ , $\ce{Cl2}$ , $\ce{Br2}$ , dan $\ce{I2}$ adalah 141.2, 198.8, 228.1, dan $266.6\,\mathrm{pm}$ , sehingga jari-jari kovalennya 71, 99, 114, dan $133\,\mathrm{pm}$ : setiap langkah menuruni golongan menambah satu kulit dan sekitar $20\,\mathrm{pm}$ atau lebih.

Proposisi 2.8 (Kecenderungan jari-jari)

Jari-jari atom mengecil dari kiri ke kanan sepanjang satu periode dan membesar dari atas ke bawah menuruni satu golongan. Kation lebih kecil daripada atomnya, anion lebih besar; dalam deret isoelektronik (ion-ion dengan konfigurasi yang sama) jari-jari mengecil ketika $Z$ membesar.

Penalaran. Ukuran atom adalah ukuran orbital-orbital valensinya, yang menyusut ketika $Z^{*}$ membesar dan mengembang ketika $n$ membesar. Sepanjang satu periode $n$ tetap dan $Z^{*}$ membesar: atom-atomnya menyusut. Menuruni satu golongan $n$ bertambah satu pada setiap langkah, dan ini mengalahkan perubahan kecil $Z^{*}$ . Kation telah kehilangan kulit valensinya, atau elektron-elektron yang saling tolak; anion telah menerima satu elektron yang menolak elektron-elektron lainnya. Dalam deret isoelektronik, elektron-elektron yang sama diikat oleh inti yang muatannya makin besar. ∎

Deret isoelektronik 1 s2 2 s2 2 p6, digambar dengan skala sebenarnya (jari-jari ion untuk enam tetangga). Kesepuluh elektron yang sama menyusut seiring bertambahnya muatan inti. — Deret isoelektronik $1\text{s}^2 2\text{s}^2 2\text{p}^6$ , digambar dengan skala sebenarnya (jari-jari ion untuk enam tetangga). Kesepuluh elektron yang sama menyusut seiring bertambahnya muatan inti.

2.3 Energi: ionisasi dan afinitas elektron

Definisi 2.9 (Energi ionisasi)

Energi ionisasi pertama $E_{i1}$ sebuah unsur adalah energi yang diperlukan untuk melepaskan satu elektron dari atom terisolasi dalam keadaan dasarnya, dalam fase gas:

\ce{X(g) -> X+(g) + e-}, \qquad E_{i1} = E(\ce{X+}) + E(\ce{e-}) - E(\ce{X}) > 0 .

Energi ionisasi berturut-turut $E_{i2}, E_{i3}, \dots$ melepaskan elektron kedua, ketiga… dari $\ce{X+}$ , $\ce{X^{2+}}$ … Nilainya dinyatakan dalam elektronvolt per atom atau dalam kilojoule per mol ( $1\,\mathrm{eV} \leftrightarrow 96.49\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ ).

Energi ionisasi pertama 36 unsur pertama. Maksimum pada gas mulia, minimum pada logam alkali; lekukan-lekukan kecil pada B, Al, Ga dan pada O, S adalah efek subkulit pada . — Energi ionisasi pertama 36 unsur pertama. Maksimum pada gas mulia, minimum pada logam alkali; lekukan-lekukan kecil pada B, Al, Ga dan pada O, S adalah efek subkulit pada Proposisi 2.12.

Proposisi 2.10 (Kecenderungan energi ionisasi)

Energi ionisasi pertama bertambah sepanjang satu periode, dari logam alkali sampai gas mulia, dan berkurang menuruni satu golongan. Energi ionisasi berturut-turut selalu bertambah, $E_{i1} < E_{i2} < \dots$ , dan melonjak dengan faktor yang besar ketika elektron yang dilepaskan berasal dari kulit yang lebih dalam.

Penalaran. Melepaskan sebuah elektron lebih mudah jika elektron itu jauh dari inti dan merasakan $Z^{*}$ yang kecil: sepanjang satu periode $Z^{*}$ membesar dan jari-jari menyusut; menuruni satu golongan jari-jari membesar. Setiap elektron berikutnya ditarik dari ion yang muatannya lebih besar dan ukurannya lebih kecil, sehingga lebih mahal; begitu kulit valensi kosong, elektron berikutnya berasal dari kulit dengan $n$ yang lebih kecil, jauh lebih dekat ke inti dan hampir tidak tertapis sama sekali. ∎

Contoh 2.11 (Magnesium)

Energi ionisasi berturut-turut magnesium adalah 7.65, 15.04, 80.14, dan $109.27\,\mathrm{eV}$ . Rasio $E_{i2}/E_{i1} \approx 2$ masih sedang; $E_{i3}/E_{i2} \approx 5.3$ adalah sebuah lonjakan: elektron ketiga berasal dari teras 2p. Magnesium melepaskan kedua elektron 3s-nya dan berhenti pada $\ce{Mg^{2+}}$ , yang berkonfigurasi gas mulia neon.

Energi ionisasi berturut-turut magnesium (sumbu logaritmik). Energi ketiga lima kali energi kedua: kulit 3s sudah kosong dan teras tercapai.

Proposisi 2.12 (Dua lekukan sepanjang periode)

Sepanjang periode 2 dan 3, energi ionisasi pertama sedikit turun dari golongan 2 ke golongan 13 ( $\ce{Be}$ ke $\ce{B}$ , $\ce{Mg}$ ke $\ce{Al}$ ) dan dari golongan 15 ke golongan 16 ( $\ce{N}$ ke $\ce{O}$ , $\ce{P}$ ke $\ce{S}$ ).

Penalaran. Pada $\ce{B}$ dan $\ce{Al}$ , elektron yang dilepaskan adalah elektron p pertama, yang energinya lebih tinggi daripada elektron s pada $\ce{Be}$ dan $\ce{Mg}$ . Pada $\ce{O}$ dan $\ce{S}$ , elektron yang dilepaskan adalah elektron p keempat, yang pertama berbagi orbital (): tolakannya dengan pasangannya membuatnya lebih mudah dilepaskan daripada elektron subkulit setengah penuh pada $\ce{N}$ atau $\ce{P}$ (). ∎

Definisi 2.13 (Afinitas elektron)

Afinitas elektron $E_{ea}$ sebuah unsur adalah energi yang dilepaskan ketika sebuah atom terisolasi dalam keadaan dasarnya menangkap sebuah elektron dalam fase gas,

\ce{X(g) + e- -> X-(g)}, \qquad E_{ea} = E(\ce{X}) + E(\ce{e-}) - E(\ce{X-}) .

Nilainya positif jika anion lebih stabil daripada atom beserta elektron bebasnya.

Contoh 2.14 (Halogen dan tetangga-tetangganya)

Afinitas elektron $\ce{F}$ , $\ce{Cl}$ , $\ce{Br}$ , dan $\ce{I}$ adalah 3.40, 3.61, 3.36, dan $3.06\,\mathrm{eV}$ , yang terbesar di antara semua unsur; afinitas $\ce{O}$ dan $\ce{S}$ adalah 1.44 dan $2.02\,\mathrm{eV}$ , $\ce{C}$ $1.26\,\mathrm{eV}$ , $\ce{Na}$ $0.55\,\mathrm{eV}$ . Atom yang melengkapi sebuah subkulit dengan menangkap satu elektron (halogen) melepaskan banyak energi. Nitrogen, berilium, magnesium, dan gas mulia tidak membentuk anion gas yang stabil: elektron tambahannya harus berpasangan di dalam subkulit p yang setengah penuh atau memasuki subkulit baru. Afinitas fluorin lebih kecil daripada afinitas klor karena elektron tambahannya berdesakan di dalam kulit 2p yang kecil.

2.4 Keelektronegatifan dan polarisabilitas

Definisi 2.15 (Keelektronegatifan)

Keelektronegatifan $\chi$ sebuah unsur mengukur kecenderungan atom-atomnya, di dalam molekul, untuk menarik elektron-elektron ikatan yang dibentuknya. Ada dua skala yang dipakai.

Pada skala Pauling, selisihnya didefinisikan dari energi ikatan $D$ :

$|\chi_A - \chi_B| = \sqrt{\frac{\Delta E}{1\,\mathrm{eV}}}, \qquad \Delta E = D(\text{A--B}) - \tfrac12\big[D(\text{A--A}) + D(\text{B--B})\big],$

dan skala ini ditambatkan pada $\chi(\ce{F}) = 3.98$ .
Pada skala Mulliken, $\chi_M = \tfrac12\,(E_{i1} + E_{ea})$ , dalam elektronvolt.

Catatan 2.16 (Mengapa ada kelebihan energi ikatan)

Seandainya kedua atom ikatan A–B menarik elektron-elektronnya sama kuat, energi ikatannya kira-kira sama dengan rata-rata energi ikatan A–A dan B–B. Jika satu atom lebih elektronegatif, ikatan itu memperoleh sifat ion parsial, $\ce{A^{\delta+}-B^{\delta-}}$ , yang tarikan elektrostatiknya menambah energi: $\Delta E > 0$ mengukur ketidakmerataan pemakaian bersama itu. Definisi Mulliken mengatakan hal yang sama dari sisi atom: atom yang mengikat elektronnya sendiri dengan kuat ( $E_i$ besar) dan menyambut elektron tambahan ( $E_{ea}$ besar) menarik elektron-elektron sebuah ikatan.

Keelektronegatifan Pauling unsur-unsur golongan utama (blok d dibiarkan kosong). Nilainya bertambah dari kiri ke kanan dan dari bawah ke atas; keempat unsur yang paling elektronegatif, F, O, Cl, dan N, diarsir.

Proposisi 2.17 (Kecenderungan keelektronegatifan)

Keelektronegatifan bertambah sepanjang satu periode dan berkurang menuruni satu golongan: fluorin adalah unsur yang paling elektronegatif, sesium dan fransium yang paling tidak elektronegatif. Selisih $\Delta\chi$ antara dua atom yang berikatan menentukan sifat ikatannya: $\Delta\chi < 0.4$ kovalen yang hampir nonpolar, $0.4 < \Delta\chi < 1.7$ kovalen polar, $\Delta\chi > 1.7$ terutama ionik — tiga daerah pada sebuah kesinambungan, bukan kelas-kelas yang tegas.

Contoh 2.18 (Tiga ikatan)

$\ce{C-H}$ : $\Delta\chi = 2.55 - 2.20 = 0.35$ , hampir nonpolar; $\ce{O-H}$ : $3.44 - 2.20 = 1.24$ , polar, dengan oksigen membawa muatan negatif parsial; $\ce{Na-Cl}$ : $3.16 - 0.93 = 2.23$ , ionik.

Definisi 2.19 (Polarisabilitas)

Polarisabilitas sebuah atom, ion, atau molekul mengukur seberapa mudah awan elektronnya diubah bentuknya oleh medan listrik — medan ion atau dipol di dekatnya. Spesies yang mudah terpolarisasi memperoleh, di dalam medan, momen dipol imbas yang sebanding dengan kuat medan itu.

Proposisi 2.20 (Kecenderungan polarisabilitas)

Polarisabilitas membesar dengan ukuran awan elektron dan dengan banyaknya elektron, serta mengecil dengan muatan inti yang mengikatnya: polarisabilitas bertambah menuruni satu golongan ( $\ce{F-} < \ce{Cl-} < \ce{Br-} < \ce{I-}$ ), anion jauh lebih mudah terpolarisasi daripada kation, dan anion besar yang lunak seperti $\ce{I-}$ adalah spesies umum yang paling mudah terpolarisasi.

Contoh 2.21 (Mengapa polarisabilitas penting)

Gaya tarik London antarmolekul, pokok bahasan Bab 4, membesar dengan polarisabilitas: diiodin berwujud padat pada suhu kamar, sedangkan diklor berwujud gas. Di dalam kristal ion, kation kecil yang bermuatan besar memolarisasi anion yang besar dan memberi ikatannya sedikit sifat kovalen, yaitu kegagalan model ion sederhana yang dijumpai pada Bab 6.

Sejarah — Skala Pauling, 1932

Pada tahun 1932 ahli kimia Amerika Linus Pauling memperhatikan bahwa energi ikatan antara dua atom yang berbeda hampir selalu lebih besar daripada rata-rata energi kedua ikatan simetrisnya, dan dari kelebihan itu ia menyusun skala keelektronegatifan yang pertama. Skalanya, yang direvisi seiring diukurnya energi ikatan yang lebih baik, masih menjadi skala yang tercantum dalam setiap tabel. Pauling menerima Hadiah Nobel Kimia pada tahun 1954 untuk karyanya tentang ikatan kimia, dan Hadiah Nobel Perdamaian pada tahun 1962.

2.5 Kecenderungan sifat kimia

Proposisi 2.22 (Sifat pereduksi dan sifat pengoksidasi)

Unsur-unsur yang energi ionisasi dan keelektronegatifannya rendah, di sebelah kiri tabel dan di bagian bawah golongannya, mudah melepaskan elektron: unsur-unsur itu adalah logam pereduksi (terutama logam alkali). Unsur-unsur yang keelektronegatifan dan afinitas elektronnya tinggi, di kanan atas, mudah menerima elektron: unsur-unsur itu adalah nonlogam pengoksidasi (terutama fluorin, oksigen, dan klor). Gas mulia, yang energi ionisasinya tinggi dan tidak mempunyai afinitas terhadap elektron tambahan, tidak melakukan keduanya.

Metode 2.23 (Meramalkan kecenderungan dari letak unsur)

Untuk membandingkan dua unsur dalam suatu sifat yang berkaitan dengan kuatnya inti mengikat elektron valensi (jari-jari, $E_i$ , $E_{ea}$ , $\chi$ ):

jika keduanya segolongan, yang letaknya lebih bawah mempunyai $n$ yang lebih besar: jari-jari lebih besar, $E_i$ dan $\chi$ lebih kecil;
jika keduanya seperiode, yang letaknya lebih kanan mempunyai $Z^{*}$ yang lebih besar: jari-jari lebih kecil, $E_i$ dan $\chi$ lebih besar;
jika tidak, bandingkan masing-masing dengan unsur di persilangan barisnya dan kolom unsur yang lain;
periksa efek subkulit (awal sebuah subkulit p, elektron p pertama yang berpasangan) sebelum menyimpulkan tentang energi ionisasi.

Contoh 2.24 (Litium dalam baterai)

Litium mempunyai keelektronegatifan terendah di periode 2 dan mudah melepaskan elektron 2s-nya, sementara ia adalah logam yang paling ringan: litium membawa muatan yang dapat dipindahkan per gram paling banyak di antara semua unsur, itulah sebabnya ia menggerakkan baterai isi ulang. Energi ionisasi pertamanya, $5.39\,\mathrm{eV}$ , lebih besar daripada energi ionisasi natrium (5.14) atau kalium (4.34), tetapi di dalam air litium adalah logam alkali yang paling pereduksi, sebuah paradoks yang terpecahkan oleh hidrasi kuat ion $\ce{Li+}$ yang kecil (Bab 13).

2.6 Latihan

Latihan 2.1 ★

Tentukan periode, golongan, dan blok kalsium, besi, selenium, dan iodin ( $Z = 20, 26, 34, 53$ ) dari konfigurasinya.

Solusi

Solusi Latihan 2.1.

$\ce{Ca}$ $[\ce{Ar}]\,4\text{s}^2$ : periode 4, golongan 2, blok s. $\ce{Fe}$ $[\ce{Ar}]\,3\text{d}^6 4\text{s}^2$ : periode 4, golongan 8, blok d. $\ce{Se}$ $[\ce{Ar}]\,3\text{d}^{10} 4\text{s}^2 4\text{p}^4$ : periode 4, golongan 16, blok p. $\ce{I}$ $[\ce{Kr}]\,4\text{d}^{10} 5\text{s}^2 5\text{p}^5$ : periode 5, golongan 17, blok p.

Latihan 2.2 ★

Pada setiap pasangan, spesies manakah yang lebih besar, dan mengapa? $\ce{Na}$ atau $\ce{Cl}$ ; $\ce{Na}$ atau $\ce{Na+}$ ; $\ce{F-}$ atau $\ce{Cl-}$ ; $\ce{Na+}$ atau $\ce{Mg^{2+}}$ .

Solusi

Solusi Latihan 2.2.

$\ce{Na}$ lebih besar daripada $\ce{Cl}$ : seperiode, $Z^{*}$ lebih kecil. $\ce{Na}$ lebih besar daripada $\ce{Na+}$ , yang telah kehilangan kulit 3s-nya. $\ce{Cl-}$ ( $181\,\mathrm{pm}$ ) lebih besar daripada $\ce{F-}$ ( $133\,\mathrm{pm}$ ): satu kulit lebih banyak. $\ce{Na+}$ ( $102\,\mathrm{pm}$ ) lebih besar daripada $\ce{Mg^{2+}}$ ( $72\,\mathrm{pm}$ ): sepuluh elektron yang sama, muatan inti 11 lawan 12.

Latihan 2.3 ★

Energi ionisasi pertama $\ce{Na}$ , $\ce{Mg}$ , $\ce{Al}$ , $\ce{P}$ , $\ce{S}$ , dan $\ce{Ar}$ adalah 5.14, 7.65, 5.99, 10.49, 10.36, dan $15.76\,\mathrm{eV}$ . Urutkan nilai-nilai itu dan tunjukkan dua penyimpangan dari kecenderungan umumnya.

Solusi

Solusi Latihan 2.3.

$\ce{Na} (5.14) < \ce{Al} (5.99) < \ce{Mg} (7.65) < \ce{S} (10.36) < \ce{P} (10.49) < \ce{Ar} (15.76)$ . Kenaikan umum sepanjang periode terputus dua kali: $\ce{Al}$ di bawah $\ce{Mg}$ (elektron yang dilepaskan adalah elektron 3p pertama, yang energinya lebih tinggi daripada 3s) dan $\ce{S}$ di bawah $\ce{P}$ (elektron yang dilepaskan adalah elektron 3p pertama yang berpasangan).

Latihan 2.4 ★

Definisikan polarisabilitas sebuah spesies. Manakah yang lebih mudah terpolarisasi, $\ce{F-}$ atau $\ce{I-}$ ? $\ce{Na+}$ atau $\ce{Cl-}$ ? Berikan alasannya.

Solusi

Solusi Latihan 2.4.

Polarisabilitas mengukur seberapa mudah awan elektron diubah bentuknya oleh medan listrik. $\ce{I-}$ lebih mudah terpolarisasi daripada $\ce{F-}$ : ion itu lebih besar dan elektron-elektron terluarnya lebih jauh dari inti. $\ce{Cl-}$ (18 elektron yang diikat oleh $Z = 17$ ) jauh lebih mudah terpolarisasi daripada $\ce{Na+}$ (10 elektron yang diikat oleh $Z = 11$ ), seperti halnya anion dibandingkan dengan kation.

Latihan 2.5 ★★

Keempat energi ionisasi pertama sebuah unsur periode 3 adalah 5.99, 18.83, 28.45, dan $119.99\,\mathrm{eV}$ . Hitunglah rasio-rasio berturut-turutnya, lalu tentukan unsur itu dan ion yang dibentuknya.

Solusi

Solusi Latihan 2.5.

Rasio-rasionya: $18.83/5.99 = 3.1$ , $28.45/18.83 = 1.5$ , $119.99/28.45 = 4.2$ . Lonjakan terjadi sesudah elektron ketiga: tiga elektron valensi, golongan 13, periode 3: aluminium. Unsur ini membentuk $\ce{Al^{3+}}$ , $1\text{s}^2 2\text{s}^2 2\text{p}^6$ .

Latihan 2.6 ★★

Jelaskan mengapa klor mempunyai afinitas elektron yang lebih besar daripada fluorin, dan mengapa nitrogen dan magnesium tidak membentuk anion gas yang stabil.

Solusi

Solusi Latihan 2.6.

Elektron tambahan $\ce{F-}$ memasuki kulit 2p yang kecil, tempat elektron itu ditolak kuat oleh tujuh elektron valensi yang sudah ada; di dalam kulit 3p klor yang lebih besar tolakannya lebih kecil, sehingga energi yang dilepaskan lebih banyak. Pada nitrogen ( $2\text{p}^3$ , ) elektron tambahan harus berpasangan di dalam subkulit setengah penuh; pada magnesium ( $3\text{s}^2$ ) elektron itu harus memulai subkulit 3p yang lebih tinggi. Dalam kedua kasus anionnya tidak lebih stabil daripada atom beserta elektron bebas.

Latihan 2.7 ★★

Hitunglah keelektronegatifan Mulliken natrium ( $E_{i1} = 5.14\,\mathrm{eV}$ , $E_{ea} = 0.55\,\mathrm{eV}$ ) dan klor ( $E_{i1} = 12.97\,\mathrm{eV}$ , $E_{ea} = 3.61\,\mathrm{eV}$ ). Apa yang ditunjukkan nilai-nilai itu tentang ikatan dalam $\ce{NaCl}$ ?

Solusi

Solusi Latihan 2.7.

$\chi_M(\ce{Na}) = (5.14 + 0.55)/2 = 2.85\,\mathrm{eV}$ ; $\chi_M(\ce{Cl}) = (12.97 + 3.61)/2 = 8.29\,\mathrm{eV}$ . Selisihnya besar: pasangan elektron ikatan $\ce{Na-Cl}$ hampir sepenuhnya milik klor, dan natrium klorida bersifat ionik, $\ce{Na+ Cl-}$ .

Latihan 2.8 ★★

Dengan nilai Pauling pada Contoh 2.18 dan $\chi(\ce{F}) = 3.98$ , golongkan ikatan $\ce{H-F}$ , $\ce{C-H}$ , $\ce{Na-Cl}$ , $\ce{C-Cl}$ ( $\chi(\ce{Cl}) = 3.16$ ), dan $\ce{O-H}$ , lalu tentukan tanda muatan parsial pada setiap atom.

Solusi

Solusi Latihan 2.8.

$\ce{H-F}$ : $\Delta\chi = 1.78$ , di perbatasan daerah ionik (dalam praktik ikatan kovalen yang sangat polar), $\ce{F^{\delta-}}$ . $\ce{C-H}$ : 0.35, hampir nonpolar. $\ce{Na-Cl}$ : 2.23, ionik, $\ce{Cl^{-}}$ . $\ce{C-Cl}$ : 0.61, kovalen polar, $\ce{C^{\delta+}-Cl^{\delta-}}$ . $\ce{O-H}$ : 1.24, kovalen polar, $\ce{O^{\delta-}-H^{\delta+}}$ .

Latihan 2.9 ★★

Energi ionisasi pertama $\ce{Li}$ , $\ce{Na}$ , dan $\ce{K}$ adalah 5.39, 5.14, dan $4.34\,\mathrm{eV}$ . Jelaskan kecenderungan itu dan ramalkan apakah energi ionisasi pertama rubidium di atas atau di bawah $4.34\,\mathrm{eV}$ .

Solusi

Solusi Latihan 2.9.

Menuruni golongan, elektron valensi berada pada kulit dengan $n$ yang lebih besar, lebih jauh dari inti dan ditapis oleh lebih banyak elektron teras; elektron itu lebih mudah dilepaskan. Rubidium, satu kulit lebih jauh, mempunyai energi ionisasi pertama di bawah $4.34\,\mathrm{eV}$ .

Latihan 2.10 ★★★

Seng ( $Z = 30$ ) mempunyai energi ionisasi pertama $9.39\,\mathrm{eV}$ dan galium ( $Z = 31$ ) $6.00\,\mathrm{eV}$ ; arsen ( $Z = 33$ ) $9.79\,\mathrm{eV}$ dan selenium ( $Z = 34$ ) $9.75\,\mathrm{eV}$ . Jelaskan kedua penurunan itu dengan menggunakan konfigurasinya.

Solusi

Solusi Latihan 2.10.

Seng adalah $[\ce{Ar}]\,3\text{d}^{10} 4\text{s}^2$ : elektronnya berasal dari 4s yang penuh; galium, $\dots 4\text{s}^2 4\text{p}^1$ , melepaskan satu-satunya elektron 4p, yang energinya lebih tinggi dan ditapis oleh 4s dan 3d yang penuh. Arsen, $4\text{p}^3$ , melepaskan sebuah elektron dari subkulit setengah penuh; selenium, $4\text{p}^4$ , melepaskan elektron yang berpasangan, yang terdorong naik oleh tolakan pasangannya: energi ionisasinya sedikit lebih rendah.

Latihan 2.11 ★★★

Ambil $D(\ce{H-H}) = 436\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ , $D(\ce{F-F}) = 158\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ , $\chi(\ce{H}) = 2.20$ , dan $\chi(\ce{F}) = 3.98$ , dengan $1\,\mathrm{eV} = 96.5\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ . Gunakan definisi Pauling untuk memperkirakan energi ikatan $D(\ce{H-F})$ . Mengapa nilainya jauh lebih besar daripada rata-rata kedua ikatan simetris?

Solusi

Solusi Latihan 2.11.

$\Delta E = (3.98 - 2.20)^2 = 1.78^2 = 3.17\,\mathrm{eV} = 3.17 \times 96.5 = 306\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ . Maka $D(\ce{H-F}) = \tfrac12(436 + 158) + 306 = 297 + 306 \approx 603\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ . Kelebihan yang besar itu adalah tarikan tambahan antara muatan parsial $\ce{H^{\delta+}}$ dan $\ce{F^{\delta-}}$ , akibat selisih keelektronegatifan yang besar.

Latihan 2.12 ★★★

Keelektronegatifan Pauling ditabelkan untuk kripton (3.00) dan xenon (2.60), tetapi tidak untuk helium, neon, atau argon. Dengan definisi skala itu, jelaskan mengapa sebuah nilai hanya dapat diberikan untuk unsur yang membentuk ikatan, dan mengapa gas mulia yang lebih berat yang membentuk ikatan.

Solusi

Solusi Latihan 2.12.

Skala Pauling didefinisikan dari energi ikatan A–B: unsur yang tidak membentuk ikatan tidak mempunyai nilai Pauling. Helium, neon, dan argon tidak membentuk senyawa yang stabil. Kripton dan terutama xenon mempunyai kulit valensi yang lebih besar dan lebih mudah terpolarisasi serta energi ionisasi yang lebih rendah ( $14.0\,\mathrm{eV}$ untuk kripton dibandingkan dengan $15.76\,\mathrm{eV}$ untuk argon); keduanya dioksidasi oleh fluorin dan oksigen dan membentuk senyawa seperti $\ce{XeF2}$ , sehingga energi ikatannya dapat diukur.

2.7 Soal: Aritmetika Pauling

Soal 2.1

Soal akhir pekan — sebuah unsur tak dikenal dari energi ionisasinya, sederet ion dengan awan elektron yang sama, dua skala keelektronegatifan, dan angka Pauling untuk ikatan H–Cl

Data: $1\,\mathrm{eV}$ per partikel setara dengan $96.485\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ .

Bagian I — Sebuah unsur tak dikenal. Keempat energi ionisasi pertama sebuah unsur X periode 3 adalah 7.65, 15.04, 80.14, dan $109.27\,\mathrm{eV}$ .

Mengapa setiap energi ionisasi lebih besar daripada yang sebelumnya?
Hitunglah rasio $E_{i2}/E_{i1}$ , $E_{i3}/E_{i2}$ , dan $E_{i4}/E_{i3}$ .
Turunkan golongan X, lalu tentukan unsur itu.
Ion apakah yang dibentuk X dalam senyawa-senyawanya? Tuliskan konfigurasinya.
Apakah X logam atau nonlogam? Berikan alasan dari letaknya.
Mengapa elektron ketiga jauh lebih mahal daripada elektron kedua?

Bagian II — Sepuluh elektron. Jari-jari ion (enam tetangga) $\ce{O^{2-}}$ , $\ce{F-}$ , $\ce{Na+}$ , $\ce{Mg^{2+}}$ , dan $\ce{Al^{3+}}$ adalah 140, 133, 102, 72, dan $54\,\mathrm{pm}$ .

Tunjukkan bahwa ion-ion ini mempunyai konfigurasi yang sama.
Jelaskan urutan jari-jarinya.
Manakah di antara kelima ion itu yang paling mudah terpolarisasi, dan mengapa?
Hitunglah rasio jari-jari terbesar terhadap jari-jari terkecil.
Panjang ikatan $\ce{Cl2}$ adalah $198.8\,\mathrm{pm}$ dan jari-jari $\ce{Cl-}$ $181\,\mathrm{pm}$ . Hitunglah jari-jari kovalen klor, lalu bandingkan.
Tanpa data tambahan, urutkan $\ce{Cl-}$ , $\ce{Na+}$ , dan $\ce{Mg^{2+}}$ menurut ukurannya.

Bagian III — Skala Mulliken.

unsur	$\ce{F}$	$\ce{Cl}$	$\ce{Br}$	$\ce{O}$	$\ce{C}$
$E_{i1}$ (eV)	17.42	12.97	11.81	13.62	11.26
$E_{ea}$ (eV)	3.40	3.61	3.36	1.44	1.26
$\chi$ Pauling	3.98	3.16	2.96	3.44	2.55

Hitunglah keelektronegatifan Mulliken kelima unsur itu.
Urutkan unsur-unsur itu pada setiap skala. Unsur manakah yang letaknya berbeda?
Hitunglah rasio $\chi_{\text{Pauling}}/\chi_M$ untuk ketiga halogen. Apa yang tampak?
Kemukakan mengapa oksigen menyimpang dari aturan halogen (perhatikan afinitas elektronnya).
Atom manakah yang membawa muatan negatif parsial dalam $\ce{HCl}$ ? dalam $\ce{ClF}$ ?
Dengan nilai-nilai dalam tabel ( $\chi(\ce{H}) = 2.20$ ), apakah ikatan $\ce{H-Cl}$ kovalen nonpolar, kovalen polar, atau ionik?

Bagian IV — Angka Pauling untuk H–Cl. Entalpi pembentukan standar $\ce{H(g)}$ , $\ce{Cl(g)}$ , dan $\ce{HCl(g)}$ pada $298\,\mathrm{K}$ adalah 218.0, 121.3, dan $-92.3\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ ; entalpi pembentukan $\ce{H2(g)}$ dan $\ce{Cl2(g)}$ sama dengan nol. Energi ikatan sebuah molekul diambil sebagai entalpi disosiasinya menjadi atom-atom.

Hitunglah $D(\ce{H-H})$ dari $\ce{H2(g) -> 2H(g)}$ .
Hitunglah $D(\ce{Cl-Cl})$ .
Hitunglah $D(\ce{H-Cl})$ dari $\ce{HCl(g) -> H(g) + Cl(g)}$ .
Hitunglah kelebihan energi Pauling $\Delta E$ dalam kJ/mol, lalu tunjukkan bahwa nilainya sama dengan $-\Delta_f H(\ce{HCl})$ .
Ubahlah $\Delta E$ menjadi elektronvolt.
Hitunglah $|\chi(\ce{Cl}) - \chi(\ce{H})|$ , lalu bandingkan dengan selisih nilai-nilai dalam tabel, $3.16 - 2.20$ .

Solusi

Solusi Soal 2.1.

1. Setiap elektron dilepaskan dari ion yang lebih positif dan lebih kecil daripada ion sebelumnya, yang mengikat elektronnya lebih kuat. 2. $15.04/7.65 = 1.97$ ; $80.14/15.04 = 5.33$ ; $109.27/80.14 = 1.36$ . 3. Lonjakan terjadi sesudah dua elektron: X mempunyai dua elektron valensi, golongan 2; pada periode 3 unsur itu adalah magnesium. 4. $\ce{Mg^{2+}}$ , $1\text{s}^2 2\text{s}^2 2\text{p}^6$ , konfigurasi neon. 5. Logam: golongan 2, di sebelah kiri tabel, dengan energi ionisasi pertama yang rendah. 6. Elektron ketiga berasal dari teras 2p, dengan $n$ yang lebih kecil, jauh lebih dekat ke inti dan hampir tidak tertapis, dan dilepaskan dari ion bermuatan dua.

7. Semuanya mempunyai sepuluh elektron: $1\text{s}^2 2\text{s}^2 2\text{p}^6$ . 8. Sepuluh elektron yang sama diikat oleh muatan inti 8, 9, 11, 12, 13: awannya menyusut seiring bertambahnya $Z$ . 9. $\ce{O^{2-}}$ : yang terbesar, dengan muatan inti terendah untuk kesepuluh elektronnya, dan berupa anion. 10. $140/54 = 2.6$ . 11. $198.8/2 = 99.4\,\mathrm{pm}$ ; anionnya $181/99.4 = 1.8$ kali lebih besar daripada jari-jari kovalennya.

12. $\ce{Mg^{2+}} < \ce{Na+} < \ce{Cl-}$ : kedua kation isoelektronik (muatan 12 lawan 11), dan $\ce{Cl-}$ mempunyai kulit ketiga. 13. $\chi_M$ = 10.41 ( $\ce{F}$ ), 8.29 ( $\ce{Cl}$ ), 7.59 ( $\ce{Br}$ ), 7.53 ( $\ce{O}$ ), 6.26 ( $\ce{C}$ ), dalam eV. 14. Mulliken: $\ce{F} > \ce{Cl} > \ce{Br} > \ce{O} > \ce{C}$ ; Pauling: $\ce{F} > \ce{O} > \ce{Cl} > \ce{Br} > \ce{C}$ . Oksigen naik dari urutan keempat ke urutan kedua. 15. $3.98/10.41 = 0.382$ , $3.16/8.29 = 0.381$ , $2.96/7.59 = 0.390$ : hampir tetap, sekitar 0.38; untuk halogen kedua skala itu sebanding. 16. Afinitas elektron oksigen kecil ( $1.44\,\mathrm{eV}$ ) karena elektron tambahan harus berpasangan di dalam kulit 2p yang kompak; nilai Mulliken atom bebas meremehkan tarikan yang dikerahkan oksigen di dalam ikatan-ikatannya, yang diukur langsung oleh skala Pauling, yang disusun dari ikatan. 17. Klor dalam $\ce{HCl}$ ; fluorin dalam $\ce{ClF}$ . 18. $\Delta\chi = 0.96$ : kovalen polar. 19. $D(\ce{H-H}) = 2 \times 218.0 = 436.0\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ . 20. $D(\ce{Cl-Cl}) = 2 \times 121.3 = 242.6\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ . 21. $D(\ce{H-Cl}) = 218.0 + 121.3 - (-92.3) = 431.6\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ . 22. $\Delta E = 431.6 - \tfrac12(436.0 + 242.6) = 431.6 - 339.3 = 92.3\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ . Dalam lambang, $D(\ce{H-Cl}) = \Delta_fH(\ce{H}) + \Delta_fH(\ce{Cl}) - \Delta_fH(\ce{HCl})$ , sedangkan rata-rata ikatan simetrisnya adalah $\Delta_fH(\ce{H}) + \Delta_fH(\ce{Cl})$ , sehingga $\Delta E = -\Delta_fH(\ce{HCl})$ . 23. $92.3/96.485 = 0.957\,\mathrm{eV}$ . 24. $|\chi(\ce{Cl}) - \chi(\ce{H})| = \sqrt{0.957} = \textbf{0.98}$ , dibandingkan dengan $3.16 - 2.20 = 0.96$ dalam tabel: aritmetika Pauling, yang dikerjakan dengan data modern, menghasilkan selisih dalam tabel dengan ketelitian 0.02.

Istilah yang didefinisikan dalam bab ini

Lihat semua 852 istilah di glosarium