BAB V

SENYAWA BERIKATAN ION

Gambar memotivasi dan paparan konteks

Struktur Isi dan Indikator

Tujuan Pembelajaran

Setelah pembelajaran pada pokok bahasan ini, mahasiswa diharapkan:

1. Menjelaskan konfigurasi elektron akibat kestabilan orbital penuh dan setengah penuh

2. Menuliskan konfigurasi ion 3. Menjelaskan hukum Fajans tentang kemudahan pembentukan ion 4. Menjelaskan pengertian energi ionisasi, afinitas electron, dan kelektronegatifan 5. Menjelaskan cara menentukan skala elektronegatifan menurut Pauling 6. Menentukan energi pembentukan gas diatomik dari data beda kelektronegatifan 7. Menjelaskan siklus Born-Haber pada pembentukan kristal ion 8. Menghitung energi kisi Kristal menggunakan siklus Born-Haber 9. Menjelaskan faktor-faktor yang berpengaruh terhadap energi kisi 10. Dapat memperkirakan besarnya tetapan Madelung suatu Kristal sederhana 11. Menentukan jari-jari ion menggunakan cara Pauling 12. Menjelaskan hubungan perbandingan jari-jari kation dan anion dengan struktur

(bilangan koordinasi) kristal ion

13. Menyebutkan struktur kristal ion dan masing-masing bilangan koordinasinya 14. Menjelaskan sifat-sifat senyawa ion

5.1 Pendahuluan

Teori tentang atom sudah cukup banyak dibahas. Sekarang kita masuk pada

pembahasan ikatan kimia, yaitu bagaimana atom-atom dapat berikatan satu dengan

yang lain. Ada beberapa jenis ikatan, seperti ikatan kovalen, ion, ikatan logam dan

ikatan Van der waals. Ikatan kovalen terjadi dengan cara pemilikan bersama pasangan

elektron (electron sharing), ikatan ion terjadi dengan cara transfer elektron, ikatan

logam terjadi dengan cara atom masing-masing menyumbangkan elektron untuk

membentuk awan elektron yang menggikat atom-atom, sedangkan ikatan van der

waaals adalah ikatan yang terjadi karena interaksi antar molekul dengan gaya-gaya

ikat seperti, gaya orientasi, gaya induksi, dan gaya london.

Ikatan ion adalah ikatan antara ion positif dengan ion negatif dengan gaya ikat

elektrostatis (gaya Coulomb). Ion positif dan negatif terbentuk melalui transfer

elektron antara atom. Atom yang melepaskan elektron menjadi ion positif sedangkan

yang menerima elektron menjadi ion negatif. Terbentuknya sepasang ion

diilustrasikan sebagai berikut.

Gaya elektrostatis 2

2

r

eFC

r = Jarak dua inti ion dalam kesetimbangan.

Pada kenyataannya, padatan kristal senyawa ion tidak berupa pasangan-pasangan ion

yang bisa terbedakan atau terpisah satu dengan yang lain, melainkan berupa suatu

ikatan elektrostatik antara keseluruhan ion, baik antara muatan yang berlawanan

maupun antara muatan yang sama, antara ion tetangga maupun yang bukan tetangga.

Gaya elektrostatik antara ion yang bukan tetangga lebih lemah dari yang bertetangga.

5.2 Kecenderungan Atom Membentuk Ion

Pembahasan berikut diarahkan pada pertanyaan mengapa atom-atom dapat

menjadi ion positif atau negatif ?

Kecenderungan atom berubah menjadi ion berhubungan dengan konfigurasi

elektron. Konfigurasi elektron yang tingkat energi utamanya atau kulitnya penuh

(konfigurasi elektron gas mulia) adalah konfigurasi elektron yang stabil. Atom-atom

yang mempunyai konfigurasi elektron yang dekat dengan gas mulia dapat melepaskan

atau menerima elektron agar tercapai konfigurasi gas mulia. Berdasarkan teori ini,

kita temui ion-ion stabil dengan konfigurasi gas mulia, utamanya dari golongan IA,

IIA, VIA, dan VIIA dan juga dari beberapa unsur-unsur yang lain.

H- : 1s

2

F- : 1s

2 2s

2 2p

6

Cl- :1s

2 2s

2 2p 3s

2 3p

6

Br-

: (..) 4s2 3d10 4p6

N3-

1s

2 2s

2 2p

6

A + B.A+.B- AB

Ion Na+ berwarna abu-abu dan ion Cl

-

berwarna merah

P3-

: 1s2 2s

2 2p 3s

2 3p

6

O2-

: 1s2 2s

2 2p

6

S2-

: 1s2 2s

2 2p 3s

2 3p

6

Li+, Be

2+ : 1s

2

Na+,Mg

2+,Al

3+ : 1s

2 2s

2 2p

6

K+,Ca

2+ Sc

3+, 6a

3+ : 1s

2 2s

2 2p 3s

2 3p

6

Rb+, Sr

2, Y

3+,Zr

4+ : 1s

2 2s

2 2p 3s

2 3p

6 4s

2 3d

10 4p

6

Cs+, Ba

2+, La

3+, Ce

4+ : 1s

2 2s

2 2p 3s

2 3p

6 4s

2 3d

10 4p

6 5s

2+ 4d

10 5p

6

Di samping konfigurasi elektron gas mulia, ditemukan pula beberapa ion

cukup stabil dengan konfigurasi elektron subkulit terluar yang penuh (kestabilan

subkulit penuh).

Cu+, Zn

2+, Ga

3+ : 1s

2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6 3d

10

Ag+, Cd

2+, In

3+, Sn

4+ : 1s

2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6 4s

2 3d

10 4p

6 4d

10

Au+, Hg

2+,Tl

3+,Pb

4+: : 1s

2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6 4s

2 3d

10 4p

6 5s

2 4d

10 5p

6 4f

14 5d

10

In+, Sn

2+ : 1s

2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6 4s

2 3d

10 4p

6 4d

10 5s

2

Tl+, Pb

2+ : 1s

2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6 4s

2 3d

10 4p

6 5s

2 4d

10 5p

6 4f

14 5d

10

6s2

Hasil pengukuran sifat paramagnetik menunjukkan bahwa konfigurasi

subkulit penuh dan setengah penuh lebih stabil. Dari diagram orbital terlihat jelas

bahwa terisinya subkulit setengah penuh dan penuh memberikan kebolehjadian

menemukan electron yang simetris di sekitar inti. Sebagai contoh, subkulit 2p terdiri

dari 3 orbital, yaitu 2px, 2py, dan 2pz yang masing-masing orientasinya di sumbu x, y,

dan z. Apabila seluruh orbital di subkulit tersebut terisi elektron yang seimbang, maka

peluang menemukan elektron akan simetris di sekitar inti.

Atom yang tidak mempunyai kedekatan konfigurasi elektron dengan gas

mulia, ataupun tidak mempunyai kedekatan dengan konfigurasi stabil subkulit penuh,

dapat membentuk ion stabil dengan konfigurasi yang tidak sesuai dengan

kecenderungan yang telah diuraikan di atas. Beberapa contoh ion dari logam transisi

yang termasuk kelompok ini adalah:

Fe2+

Co3+

: [Ne] 3s2, 3d

6

Ni2+

: [Ne] 3s2, 3d

7

Cr3+

: [Ne] 3s2, 3d

2

Setelah pembahasan seluruh bab ini, akan dipahami bahwa kestabilan ion

tidak semata-mata disebabkan oleh konfigurasi elektron dari ion tersebut. Energi kisi

yang berkaitan dengan struktur kristal ion juga berpengaruh.

Hukum Fajans

Secara kualitatif, Fajans membuat aturan tentang kemudahan membentuk ion,

yang sering disebut dengan hukum Fajans, yaitu ion akan terbentuk dengan mudah

apabila:

struktur ion (konfigurasi elektronnya) stabil

untuk struktur ion yang sama (isoelektronik), ion semakin mudah terbentuk

apabila muatanya kecil

atom yang membentuk anion kecil atau atom yang membentuk kation besar,

maka ion mudah terbentuk

Contoh berikut adalah penjelasan kemudahan membentuk ion menurut Fajans.

Ion Li+ dan Be

2+ adalah isoelektronik. Di antara kedua jenis ion tersebut, ion Li

+ lebih

mudah terbentuk daripada ion Be2+

. Ion N3-

, O2-

, dan F- adalah isoelektronik. Di

antara anion tersebut, urutan kemudahan membentuk ion dari yang paling mudah

adalah F-,

O

2-, dan

N

3-. Di antara ion Na

+ dan K

+, kation K

+ lebih mudah terbentuk

dari pada Na+. Di antara anion S

2- dan O

2-, anion O

2- lebih mudah terbentuk.

Secara kuantitatif kemudahan membentuk ion ditentukan oleh potensial

ionisasi dan afinitas elektron. Potensial ionisasi adalah energi yang diperlukan untuk

melepaskan elektron dari atom dalam wujud gas.

Mg(g) Mg+

(g) + e .I1.

Mg+

(g) Mg2+

(g) + e ..I2.

Untuk melepaskan satu elektron yang pertama disebut potensial ionisasi

pertama (I1), untuk melepaskan elektron kedua disebut potensial ionisasi kedua (I2),

dst., dimana I1< I2. Potensial ionisasi dihitung dalam satuan elektron volt/atom atau

kkal/mol. Besarnya potensial ionisasi dapat ditentukan secara spektroskopi.

Semakin kecil potensial ionisasi suatu atom, semakin mudah terbentuk ion

positif. Seperti sudah diuraikan sebelumnya, besarnya potensial ionisasi ditentukan

oleh konfigurasi elektron. Di samping konfigurasi elektron, potensial ionisasi juga

ditentukan oleh ukuran atom dan muatan. Semakin besar ukuran atom maka potensial

ionisasi semakin kecil. Membentuk ion dengan muatan lebih kecil lebih mudah

karena melepaskan satu elektron memerlukan energi lebih kecil dibandingkan dengan

melepaskan elektron lebih dari satu. Hal ini sesuai dengan hukum Fajans dalam

menjelaskan kemudahan membentuk kation yang isoelektronik, yaitu semakin besar

muatan kation, maka semakin sulit kation tersebut terbentuk.

Afinitas elektron (A) adalah besarnya energi yang terlibat (umumnya energi

yang dilepaskan) apabila atom dalam wujud gas menangkap elektron.

O(g)+e O-(g) ..............................A1.

O-(g)+e O

2-(g) ............................A2.

Semakin kecil ukuran atom, semakin besar afinitas elektron (afinitas elektron

berharga lebih negatif), semakin besar muatan negatifnya semakin kecil afinitas

elektronnya. Afinitas elektron bisa berharga negatif artinya diperlukan energi bila

atom menerima elektron. Hal ini terjadi pada atom yang menerima lebih dari satu

elektron karena ada tolakan elektron yang kedua oleh elektron yang pertama. Seperti

potensial ionisasi, afinitas elektron ditentukan secara spektroskopi dan dinyatakan

dalam satuan elektron volt/atom atau kkal/mol.

5.3 Keelektronegatifan

Selain dengan afinitas elektron, kemudahan membentuk ion negatif (anion)

juga dapat dinyatakan dalam bentuk yang lebih praktis, yaitu dalam bentuk skala

keelektronegatifan yang menyatakan ukuran kemudahan atom menerima elektron

membentuk anion.

Fakta bahwa energi ikatan kovalen ataupun jari-jari kovalen kurang sempurna

memenuhi sifat aditif (sifat yang bisa dijumlahkan) menunjukkan bahwa atom-atom

mempunyai beda keelektronegatifan. Apabila ikatan kovalen terbentuk dari dua atom

yang berbeda, ada perbedaan antara energi ikatan yang dihitung dengan cara aditif

dengan yang ditentukan secara eksperimen. Energi ikatan yang dihitung secara

eksperimen umumnya lebih besar dari energi ikatan yang dihitung berdasarkan cara

aditif. Dari selisih energi antara eksperimen dengan yang dihitung ini, Pauling

membuat skala keelektronegatifan unsur, sebagai berikut.

= D(A-B) {D(A-A)+ D(B-B)}

23

BA XX

= 0,208

D = Energi dissosiasi ikatan, XA dan XB=keelektronegatifan A dan B, serta dalam

kkal/mol. Angka 23 adalah faktor konversi agar selisih energi dalam satuan

elektron volt/molekul. Hubungan satuan energi elektron volt dan kkal adalah sebagai

berikut.

1.ev/molekul = 23 kkal/mol

Persaman XA-XB= /23 mengisyaratkan bahwa tidak boleh berharga negatip

karena akan menghasilkan bilangan yang imaginer. Perhitungan selisih energi ()

menggunakan persaman di atas,

=D(A-B)-{D(A-A)+D(B-B)}

tidak menjamin > 0 ( positip). Apabila dilakukan pencermatan tentang proses yang

terjadi yang berhubungan dengan harga (sesuai dengan persamaan di atas), ternyata

berkaitan dengan kalor yang dibebaskan untuk reaksi :

A2(g)+B2(g) AB(g) + , (H=-)

Dengan demikian, berharga positif bila reaksi eksoterm (H=-), dan berharga

negatif bila reaksi adalah endoterm ((H= +). Untuk lebih mengurangi resiko harga

negatif dari , maka tidak dihitung menggunakan rata-rata hitung, melainkan

menggunakan rata-rata geometri (kuadrat rata-rata).

)()()( . BBAABA DDD

Berdasarkan persamaan ini, Pauling menyusun tabel skala keelektronegatifan unsur-

unsur, dimana unsur yang paling elektronegatif, F, diberi skala terbesar yaitu 4. Skala

keelektronegatifan dari Pauling dapat dilihat dibuku-buku kimia.

Selain skala keelektronegatifan dari Pauling, dikenal pula skala

keelektronigatifan dari Mulliken. Mulliken menyatakan skala keelektronigatifan (M)

berdasarkan nilai rata-rata potensial ionisasi (I) dan afinitas elektron (E), sebagai

berikut.

MA= (IA+EA), MA=Skala keelektronegatifan Mulliken atom A

Hubugan antara skala Pauling (X) dengan skala Mulliken (M) adalah :

XA = MA/3,15

Skala keelektronegatifan yang banyak digunakan dalam kajian kimia adalah skala

dari Pauling.

Di atas sudah dijelaskan bahwa adalah sama dengan kalor yang dilepaskan

untuk reaksi pembentukan molekul diatomik dari unsur-unsurnya. Dengan demikian,

data keelektronegatifan dapat digunakan untuk meramalkan energi pembentukan

senyawa diatomik

A2(g)+B2(g) AB(g), Kuantitas Hf sama dengan

XA-XB=/23

= 23 (XA-XB)2

Hf = 23(XA-XB)2, Hf dalam satuan kkal/mol

5.4 Energi Kisi Kristal, Ukuran Kekuatan Ikatan Ion

Energi kisi adalah energi yang dilepaskan bila ion positip dan ion negatip

dalam keadaan gas membentuk padatan kristal ion.

M(g)z+

+X(g)z-

M+X-(s)

Energi kisi dapat dianggap sebagai ukuran kekuatan ikatan ion. Energi kisi (U) dapat

ditentukan secara eksperimen tidak langsung menggunakan siklus Born-Haber. Siklus

Born-Haber pada pembentukan senyawa NaCl(s) adalah :

Berdasarkan hukum Hess :

Hf = H1+H2+H3+H4+H5

Hf = Energi pembentukan standar Nacl

Na(s) + Cl2 (g) NaCl(s)

Cl (g) + e Cl- (g)

Na (g) Na+ (g)

e +

Hf

H2

H1

H3

H4

H5

H1 = Energi sublimasi Na

H2 = D(Cl-Cl) : Energi Dissosiasi Cl2(g)

H3 = Energi ionisasi (I) Na

H4 = Energi afinitas elektron Cl

H5= U =Energi kisi

U = Hf-(H1+H2+H3+H4)

Secara teoritis, energi kisi (U) dapat diturunkan dari interaksi gaya coulomb

antara ion positip dengan negatip dalam kristal. Di dalam kristal ion terjadi gaya tarik

antara ion positip dengan ion negatip dan gaya tolak dari muatan yang sama. Ion-ion

berada pada jarak tertentu dimana terjadi keseimbangan gaya tarik dan gaya tolakan

coulomb. Pengaruh jarak antara ion terhadap energi potensial tarikan dan tolakan

adalah sebagai berikut :

r

ANezzUc

2

21 Uc=Energi potensial tarikan

UR=Energi potensial tolakan

nR r

NBU A=Tetapan modelung

n=Tetapan Born

N=Bilangan Avogandro

B=Tetapan

z = muatan ion

Energi potensial total (energi kisi kristal) adalah jumlah Uc dengan UR

U=Uc+UR

nr

NB

r

ANezz

2

21

Aluran energi potensial terhadap jarak antara ion di gambar seperti di bawah ini

Energi

potensial

Jarak dua ion ro

Tetapan B dapat ditentukan dari titik balik kurva. Pada r = r0 yaitu titik balik kurva,

harga dU/dr = 0

0)1(

0

2

0

2

21 n

r

nNB

r

Anezz

dr

dU

)1(

0

2

0

2

21

nr

NnB

r

ANezz

)1(

01

2

21 n

rn

AezzB

Sehingga;

)1

1(0

2

21

nr

ANezzU

0

22

4,

ee

)1

1(.4 0

2

21

nrD

ANezzU

Harga n (tetapan Born) untuk alkali halida adalah 9, sedangkan tetapan Madelung, A,

tergantung pada struktur kristal dan tidak tergantung pada muatan ion.

Struktur kristal Tetapan madelung

NaCl 1,748

CsCl 1,763

Zink blende 1,638

Wurtzite 1,641

Rutil 2,408

Fluorit 2,4519

Tetapan Madelung dapat diturunkan dengan memperhitungkan seluruh interaksi

coulomb dalam kristal. Sebagai contoh: Struktur kristal NaCl (Face centered cubic).

Muatan elektron dalam Coulomb

Muatan elektron dalam ESU

ion Na+

ion Cl-

Energi kisi kristal ion adalah total dari keseluruhan interaksi coulomb ion-ion yang

menyusun kristal.

)1

1(.4 0

2

21

nrD

ANezzU

Untuk menentukan tetapan Madelung, A, maka besarnya energi kisi, U, bisa

dinyatakan sebagai jumlah dari energi kisi setiap lapisan ion. Lapisan ion ditentukan

dengan menetapkan satu ion sebagai acuan. Misalnya, ion di tengah-tengah unit sel

kristal ion di atas (ion Cl-) sebagai ion acuan, maka ion-ion terdekat pertama dengan

ion acuan tersebut adalah lapisan pertama. Ada N ion sebagai acuan. Untuk ion acuan

yang pertama, misalnya ion Cl- ditengah-tengah struktur fcc, maka

U = U1+U2+U3++Un

U1 : energi kisi lapisan pertama, Un : energi kisi lapisan ke-n

)1

1(.4 1

2

1211

nrD

eNzzU

. )

11(

.4

2

21

nrD

eNzzU

n

nn

Persamaan energi kisi pada lapisan ion pertama dan lapisan ion yang lain adalah

relatif sama, kecuali harga Nn dan rn. Dengan demikian, persamaan energi kisi untuk

setiap lapisan ion pada kristal NaCl bisa ditulis

1

11

r

NU x tetapan

Yang berbeda dari energi kisi setiap lapisan adalah harga Nn/rn yang mengkontribusi

pada tetapan Madelung (A).

Dari persamaan energi kisi total seluruh lapisan, dan menjadikan rn ke dalam satuan ro

(jarak kesetimbangan pasangan ion yang terdekat), maka akan diperoleh tetapan

Madelung (A) sbb.

A=A1+A2+A3++An

An = Nn/rn

rn adalah jarak ion di lapisan ke-n dengan atom acuan dalam variabel r0.

Nn adalah jumlah ion di lapisan ke-n

An adalah tetapan madelung terkait dengan struktur ion yang ada pada lapisan ke-n Untuk gaya tarik coulomb antara lapisa dan ion acuan, A berharga +, dan yang tolak menlak,

harga A adalah -)

Pada kristal ion NaCl, ada 6 ion Na+ pada lapisan ion pertama yang berada pada jarak

r1 = r0. Ada 12 ion Cl- pada lapisan kedua dengan jarak 2 .r0 dan seterusnya,

sehingga tetapan Madelung kristal NaCl adalah sebagai berikut.

dstA ........3

8

2

126

Angka 6 (suku pertama) berasal dari interaksi coulomb antara Cl- (ditengah

pada gambar) dengan 6 Na+ yang jaraknya r0, suku ke dua (-12/2) berasal dari

interaksi coulomb antara Cl- (di tengah pada gambar) dengan 12 Cl

- yang jaraknya

2.r0, suku ke tiga (8/3) berasal dari interaksi coulomb Cl- (di tengah pada gambar)

dengan 8 ion Na+ yang jaraknya 3.r0, demikian seterusnya.

Kita telah membahas energi ionisasi dan afinitas elektron. Untuk melepaskan

elektron yang kedua dan seterusnya diperlukan energi jauh lebih besar, lalu mengapa

antara Mg dengan Cl2, membentuk MgCl2 dan tidak MgCl, demikian pula

banyak senyawa ion yang lain yang muatanya lebih dari 1 (satu)?. Hal ini

disebabkan oleh Energi kisi MgCl2 jauh lebih besar dari MgCl. Energi kisi ditentukan

tidak hanya oleh jenis kation, tetapi juga jenis anion. Besarnya energi ionisasi saat

pembentukan kation dan afinitas elektron saat pembentukan anion adalah dua tahapan

saja dari sejumlah tahapan yang terjadi pada pembentukan kristal ion. Justru tahapan

yang paling besar berpengaruh pada kecenderungan terbentuknya suatu kristal ion

adalah tahapan pembentukan kisi kristal. Dari diagram siklus Born Haber dapat

disimpulkan bahwa kecenderungan terbentuknya suatu kristal ion dapat dilihat dari

besarnya perubahan entalphi pembentukan standard, Hf. Besarnya Hf paling

dominan dikontribusi oleh energi kisi. Semakin negatif harga Hf, maka semakin

besar kecenderungan terbentuknya kristal ion tersebut. Apabila yang terbentuk adalah

MgCl2, artinya Hf pembentukan MgCl2 lebih negatif dari MgCl. Dapat disimpulkan

bahwa kestabilan konfigurasi kation, seperti yang sudah diuraikan pada awal dari bab

ini, ternyata tidak bersifat intrinsik kation, melainkan dipengaruhi oleh lingungan

kation yang dalam hal ini adalah jenis anionnya.

5.5 Jari-Jari Ion

Pengertian tentang jari-jari sudah diuraikan sebelumnya, dimana jari-jari tidak

bisa ditentukan dari atom atau ion bebas. Secara eksperimen, yang dapat ditentukan

adalah jarak dua atom atau ion. Jarak dua ion dalam kristal dapat ditentukan dengan

defraksi sinar X. Karena senyawa ion terbentuk dari dua spesi (ion) yang berbeda,

maka jari-jari ion bukanlah setengah dari jarak dua ion, melainkan dihitung dengan

cara-cara tertentu. Ada beberapa cara perhitungan dalam menentukan jari-jari ion,

salah satunya yang paling sering digunakan adalah cara Pauling.

Pauling berasumsi bahwa ion berupa bola pejal, dimana antara ion positip

dengan negatip saling bersinggungan . Dengan demikian,

R=rK+rA , R=jarak antara ion

rK=jari-jari kation

rA=jari-jari anion

Pauling menyatakan bahwa jari-jari ion berbanding terbalik dengan muatan efektif.

Untuk deret isoelektronik (konfigurasi elektron sama) berlaku :

r = )( SZ

Cn

Cn = Konstanta, tergantung pada bilangan kuantum utama elektron terluar

Z = nomer atom

S = konstanta dari efek perisai elektron kulit dalam

Z-S adalah muatan efektif.

Harga S untuk elektron tertentu bisa diperoleh menggunakan pendekatan Slater.

Slater mengelompokkan subkulit untuk menentukan pengaruh penabiran (shielding)

elektron dalam terhadap elektron lebih luar.

(1s) (2s, 2p) (3s,3p) (4s,4p) (4d) (4f) (5s,5p) dst.

Aturan Slater dalam menentukan efek shielding adalah sebagai berikut:

a. hanya elektron dalam yang menabir elektron luar, tidak sebaliknya

b. untuk setiap elektron valensi pada subkulit yang sama, yaitu ns dan np

menabir sebesar 0,35, kecuali pada subkulit 1s hanya menabir 0,3 untuk setiap

elektron

c. setiap elektron pada tingkat n-1 (s dan p) menabir 0,85

d. setiap elektron pada tingkat n-2 dan lebih rendah (s dan p) menabir 1

e. untuk setiap elektron valensi pada subkulit yang sama, yaitu nd dan nf

menambir 0,35

f. elektron pada tingkat n-1 dan lebih rendah (d dan f) menabir 1.

Contoh 1

Oksigen memiliki konfigurasi 1s2, 2s

2, 2p

4.

S = 2 x 0,85 + 5 x 0,35 =1,7 + 1,75 = 3,45

Sehingga muatan efektif O adalah 4,55

Artinya elektron terluar hanya memperoleh tarikan inti sebesar 56,9% dari

total muatan inti (8 proton).

Contoh 2

Ni memiliki konfigurasi 1s2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6 4s

2 3d

8

Dengan menggunakan pendekatan Slater, konfigurasi elektron ditulis sebagai

berikut

1s2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6 3d

8 4s

2

Harga S untuk elektron di subkulit 3d adalah

S = 18 x 1 + 7 x 0,35 = 20,45

Harga S untuk elektron di subkulit 4s adalah

S = 18 x 1 + 8 x 0,85 + 1 x 0,35 = 23,95

Contoh menentukan jari-jari ion menurut Pauling

Dari defraksi sinar X diperoleh jarak ion Na+F

- adalah 2,31 A. Na

+ & F

- adalah

isoelektronik dengan konfigurasi Ne. Untuk ion dengan konfigurasi Ne, harga S

menggunakan pendekatan Slater adalah 4,15, namun dari data spektra (eksperimen),

harga S diperoleh 4,52. Dengan menggunakan harga S dari data eksperimen, maka:

r Na+ = )52,411(

Cn

)52,49(,

CnrF

48,6

48,4

52,411

52,49

F

Na

r

r

rNa++rF-=2,31 A

31,248,4

48,6 NaNa rr A

Nilai jari jari ion yang diperoleh dengan cara ini hanya berlaku untuk ion-ion

yang bermuatan tunggal dan struktur ion dengan bilangan koordinasi 6. Untuk ion

dengan muatan lebih besar dari satu harus dikalikan dengan faktor koreksi. Jari-jari

ion ini lebih kecil dari yang bermuatan tunggal.

Sebenarnya ion tidak berupa bola yang pejal, sehingga tidak ada batas yang

jelas dalam menandakan ukuran atom. Susunan atom diluar inti sebenarnya diffuse,

sehingga sukar untuk ditentukan batas kelilingnya. Dua ion yang berdekatan

mengalami overlap sehingga terjadi deformasi. Deformasi ion-ion didalam bentuk

kristal tidak sama, bilangan koordinasi berbeda memberikan deformasi berbeda,

sehingga jari-jari ionnya berbeda. Semakin besar bilangan koordinasinya semakin

kecil deformasinya yang disebabkan oleh tolakan dari ion yang sejenis, sehingga jari-

jarinya lebih besar. Untuk bilangan koordinasi 8 dan 4, jari-jari ion yang dihitung

rNa+=0,95 A

rF-=1,36 A

dengan menggunakan bilangan koordinasi 6 masing-masing dikoreksi dengan faktor

1,03 dan 0,94.

r (bikoord 8) = 1,03 r (bikoord 6)

r (bikoord 4) = 0,94 r (bikoord6)

Kestabilan kristal ion dengan bilangan koordinasi tertentu ditentukan oleh

perbandingan jari-jari ion positip (kation) dengan ion negatip (anion). Dengan kata

lain, perbandingan jari-jari kation dengan anion inilah yang menentukan

kecenderungan bilangan koordinasi kation suatu sistem kristal

Kation yang besar mempunyai kecenderunggan bilangan koordinasi besar,

karena apabila bilangan koordinasinya kecil, maka gaya tolak dan gaya tarik dalam

kristal tidak seimbang. Demikian pula, apabila kation sangat kecil dibandingkan

dengan anion, maka kation cenderung mempunyai bilangan koordinasi kecil.

Pembahasan berikut ini akan lebih memperjelas pernyataan di atas.

ukuran kation terlalu kecil Ukuran kation kebesaran

(kation mudah bergerak) (anion mudah bergerak)

Perbandingan jari-jari kation dengan anion terhadap kecenderungan bilangan

koordinasi terhadap kation, seperti dibawah ini :

RK/rA Bilangan koordinasi Struktur

0-0,155 2 Linear

0,155-0,225 3 Segitiga datar

0,225-0,414 4 Tetrahendral

0,414-0,732 4 Segiempat datar

0,414-0,732 6 Oktahendra

0,732-1,000 8 Kubus

1,000 12 Struktur rapat

Harga terendah dari perbandingan perbandingan jari-jari kation dengan anion

untuk bilangan koordinasi tertentu dapat di tentukan secara geometri, sebagai berikut

:

Segitiga datar (bilangan koordinasi 3)

Bilangan koordinasi 6 dan 4

Segiempat datar atau oktahedral

Bilangan koordinasi 4

Tetrahedral

Bilangan Koordinasi 8

rA = (rA+rK) cos 300

= (rA+ rK) 2

3

= rA 2

3 + rK

2

3

(1- 2

3) rA = rK

2

3

155,0

2

3

)2

31(

A

K

r

r

rA = (rA+rK) cos 450

= (rA+ rK) 2

2

= rA 2

2 + rK

2

2

(1- 2

2) rA = rK

2

2

414,0

2

2

)2

21(

A

K

r

r

rA = (rA+rK) cos 35,250

= (rA+ rK) 0,817

= rA 0,817 + rK 0,817

(1-0,817) rA = rK 0,817

225,0817,0

)817,01(

A

K

r

r

rA = (rA+rK) cos

= (rA+ rK) 3

1

= rA 3

1 + rK

3

1

(1-3

1) rA = rK

3

1

Kubus

5.6 Struktur dan Bilangan Koordinasi Kristal Ion

Kristal NaCl (Fcc) Kristal CsCl

bilangan koordinasi 6:6 Bilangan koordinasi 8:8

Kristal Zinkblende (ZnS)(ccp) Kristal Wurtzite (ZnS)(hcp)

ion Na+

ion Cl-

ion Cs+

ion Cl-

Ion Zn2+

Ion S2-

ion Zn2+

ion S2-

cos = 3

1

bilangan koordinasi 4:4 bilangan koordinasi 4:4

Kristal Fluorit (CaF2) Kristal Rutil (TiO2)

bilangan koordinasi 4:8 bilangan koordinasi 6:3

Sifat Senyawa Ion

Sifat senyawa ditentukan oleh struktur di tingkat submikroskopisnya. Seperti

sudah diuraikan di atas, partikel penyusun senyawa ion adalah ion positif dan negatif

dengan susunan tertentu. Gaya ikatnya adalah gaya elektrostatik yang kuat. Struktur

yang seperti di atas menyebabkan senyawa ion memiliki titik leleh dan titik didih

yang tinggi. Besarnya titik leleh dan titik didih ditentukan oleh energi kisi kristal ion.

Ingatlah bahwa energi kisi adalah energi yang dilepaskan apabila ion-ion dalam

keadaan gas membentuk padatan kristal. Kalau kita coba uraikan proses pembentukan

energi kisi menjadi dua tahapan, yaitu (1) pembentukan cairan ionik dari ion-ion gas

dan (2) pembentukan padatan kristal dari ion-ion cair, maka pernyataan di atas mudah

dipahami.

Contoh berikut menguraikan dua tahapan sebaliknya agar sesuai dengan

kajian titik leleh dan titik didih kristal ion.

NaCl(s) Na+

(g) + Cl-(g) , U (energi kisi)

Apabila diuraikan menjadi dua tahap meleleh dan mendidih, maka

NaCl(s) (NaCl(l)) == Na+

(l) + Cl-(l) , Hpeleburan

NaCl(l) (NaCl(g)) == Na+

(g) + Cl-(g), Hpenguapan

Jadi,

U = Hpeleburan kristal ion + Hpenguapan ion-ion cair

Ion F-

Ion Ca2+

ion Ti4+

ion O2-

Dalam keadaan padat ion-ion hanya bergetar, tidak dapat bergerak translasi

(pindah posisi) sehingga dalam keadaan padat senyawa ion tidak menghantarkan

listrik secara elektrolitik. Dalam kristal ion juga tidak ada elektron-elektron yang

mudah berpindah (terdelokalisasi) di seluruh bodi kristal ion sehingga senyawa ion

tidak bisa menghantarkan listrik secara elektronik. Berbeda dengan logam dan kristal

kovalen seperti grafit (akan diraikan pada bab berikutnya) dapat menghantarkan

listrik secara elektronik.

Dalam keadaan cair, senyawa ion dapat menghantarkan listrik. Dalam

keadaan lebur (cair), ion-ion dapat bergerak translasi. Ion-ion dapat bergerak ke

kelektroda yang berlawanan dengan muatan ion. Peristiwa hantaran listrik ini disebut

hantaran secara elektrolitik. Dalam larutan, senyawa ion tentu juga dapat

menghantarkan listrik secara elektrolitik.

Padatan ionik mudah larut dalam pelarut polar, seperti air. Dalam larutan, ion-

ion tidak dalam keadaan bebas, melainkan dalam keadaan tersolvasi, yaitu

diselubungi oleh pelarut (solven). Dalam air, ion-ion akan dikelilingi oleh molekul air

dengan orientasi sedemikian rupa, yaitu bagian negatif dari molekul air akan

berdekatan dengan ion positif yang diselubungi, demikian sebaliknya untuk ion

negatif. Kelarutan suatu padatan ion salah satunya dipengaruhi oleh energi

penyelubungan ini yang dalam konteks pelarut air disebut dengan energi hidrasi.

Selain energi hidrasi, kelarutan senyawa ion tentu dipengaruhi oleh energi kisi.

Energi hidrasi adalah energi yang dilepaskan, artinya proses hidrasi (penyelubungan

ion oleh molekul air) adalah eksoterm. Pada proses pelarutan diperlukan sejumlah

energi untuk memutuskan ikatan ionik yang setara dengan energi kisi dan diimbangi

dengan pelepasan energi pada tahap hidrasi.

Perubahan entalphi kelarutan ion = Energi hidrasi-Energi kisi(dalam pelarut air)

Energi kisi dalam suatu medium pelarut tertentu dipengaruhi oleh tetapan

dielektrikum pelarut, D.

)1

1(.4 0

2

21

nrD

ANezzU

, e: muatan elektron dalam Coulomb, bukan ESU

Setiap pelarut memiliki tetapan dielektrikum tertentu. Semakin besar kepolaran

pelarut, D semakin besar. Semakin besar D, energi kisi kristal semakin dilemahkan

sehingga padatan ion berkecenderungan lebih mudah larut. Tentu, besarnya energi

hidrasi harus dipertimbangkan.

Besarnya energi hidrasi ditentukan oleh muatan dan ukuran ion.

Kecenderungannya adalah sebagai berikut: semakin besar muatan, maka energi

hidrasi semakin besar; semakin kecil ukuran ion, maka energi hidrasi semakin besar.

Kombinasi dari muatan dan ukuran ion dinyatakan dengan potensial ionik, yaitu rasio

muatan dan ukuran ion. Semakin besar potensial ionik, maka energi hidrasi semakin

besar.

Tidak seperti pada logam, padatan kristal ion bersifat keras namun rapuh.

Sifat ini juga berhubungan dengan struktur submikroskopisnya. Adanya susunan yang

teratur antara ion positif dan negatif dalam kristal ion bisa bergeser karena pengaruh

tekanan dari luar. Satu lapisan ion dapat bergeser dan menyebabkan ion-ion dengan

muatan sama menjadi berdekatan (bertemu muka) sehingga tolakan elektrostatik akan

menyebabkan kristal pecah (rapuh).

Rangkuman

Problem

1. Yang mana lebih besar sifat paramagnetik antara unsur 24Cr dengan 25Mn, jelaskan mengapa demikian

2. Bila Perubahan entalpi pembentukan standar gas HB adalah 100 kkal/mol, tentukan keelektronegatifan atom B. Diketahui keelektronegatifan H adalah 2,1

3. Dari defraksi sinar X diketahui jarak antara dua inti ion pada kristal ionik KA adalah 3 A., dimana K

+ dan A

- adalah isoelektronik dengan konfigurasi elektron

sama dengan Ar (SE=8,0). (a) Hitunglah jari-jari K+

dan A- , (b) Ramalkan

Bilangan koordinasi kation

4. Jelaskan dengan singkat tentang : (a) Proses pembentukan ikatan ion, (b) potensial ionisasi, afinitas elektron, dan energi kisi, (c) jari-jari ion dan jari-jari

kovalen

5. (a) Gambarkan Lingkar Born Haber reaksi pembentukan MgCl2 dan tuliskan persamaan energi kisinya.

6. Energi pembentukan standar dari AF adalah seperti persamaan termokimia berikut:

A2(g) + F2(g) 2 AF(g), Hf = -66,47 kkal/mol Bila diketahui keelektronegatifan F adalah 4,0, energi dissosiasi ikatan A-A dan

F-F adalah masing-masing 81,100 dan 113 kkal/mol, hitunglah keelekronegatifan

Unsur A dan energi dissosiasi ikatan AF.

7. a) Apa yang dimaksud dengan energi kisi kristal dan jelaskan bagaimana cara menentukan besarnya energi kisi suatu kristal. (b) Hitunglah harga terendah

perbandingan jari-jari kation dengan anion dari kristal Zinkblende, dimana

bilangan koordinasi kationnya adalah 4.

8. Energi potensial karena gaya tarik antar ion yang muatannya berbeda (Uc) dalam suatu kristal ion dinyatakan dengan :

r

ANeZZUc

2

21 dan energi potensial karena gaya tolak dari muatan yang sama

(Ur) adalah nr

NBUr , dimana N, n, A, B adalah konstanta. (a) Gambarkan grafik

hubungan antara U (energi kisi) dengan r, dan (b) Buktikan bahwa

)1(2

21 norn

AeZZB

9. (a). Perak (Z=47) dalam senyawaannya hanya ditemukan sebagai satu jenis ion stabil, sedangkan Stannum, Sn(Z=50) ditemukan dalam lebih dari satu jenis ion

stabil. Bagaimana fenomena ini bisa dijelaskan dan berapa muatan-muatan dari

ion Ag dan ion Sn tersebut. (b) Berdasarkan konfigurasi elektronnya, jelaskan

apakah mungkin ion In+ (Z=49) sebagai reduktor?

10. Apabila ada suatu kristal ion berbentuk lembaran (dua dimensi) dengan bilangan koordinasi 4:4, hitunglan tetapan madelung secara teoritik?