Struktur Atom dan Ikatan

Ditulis oleh Jim Clark pada 03-01-2009

Afinitas Elektron

Halaman ini menjelaskan apa yang dimaksud dengan afinitas elektron, dan mengamati faktor-faktor yang mempengaruhi besarnya afinitas elektron. Anda dianggap telah memahami tentang orbital atom sederhana, dan dapat menuliskan struktur elektronik untuk atom-atom sederhana.

Afinitas elektron pertama

Energi ionisasi selalu ditekankan pada pembentukan ion positif. Afinitas elektron ditekankan pada ion negatif, dan keduanya banyak dipakai untuk unsur-unsur pada golongan 6 dan 7 pada tabel periodik.

Mendefinisikan afinitas elektron pertama

Afinitas elektron pertama adalah energi yang dilepaskan ketika 1 mol atom gas mendapatkan satu elektron untuk membentuk 1 mol ion gas 1-.

Lebih mudah dipahami dalam bentuk simbol.

Pada penggambaran di atas, afinitas elektron pertama diartikan sebagai energi yang dilepaskan (per mol X) pada saat perubahan ini terjadi.

Afinitas elektron pertama memiliki harga negatif. Sebagai contoh, afinitas elektron pertama klor adalah -349 kJ mol-1. Berdasarkan perjanjian, tanda negatif menunjukkan pelepasan energi.

Afinitas elektron pertama dari unsur-unsur golongan 7

F -328 kJ mol-1

Cl -349 kJ mol-1

Br -324 kJ mol-1

I -295 kJ mol-1

Apakah ada polanya?

Ya − jika anda bergerak dari atas ke bawah dalam satu golongan, afinitas elektron pertama makin berkurang (artinya energi yang dilepaskan makin berkurang ketika ion negatif terbentuk). Fluor tidak mengikuti aturan itu, dan akan dijelaskan secara terpisah.

Afinitas elektron dihitung dari tarikan antara elektron yang datang dengan inti − tarikan yang lebih kuat, energi yang dilepaskan makin besar.

Faktor yang mempengaruhi tarikan ini sama dengan faktor yang berpengaruh pada energi ionisasi − muatan inti, jarak dan penyaringan (screening).

Bertambahnya muatan inti dari atas ke bawah dalam satu golongan terkurangi oleh tambahan penyaringan elektron. Masing-masing elektron terluar mengalami tarikan 7+ dari pusat atom, untuk semua atom golongan 7.

Sebagai contoh, atom fluor memiliki struktur elektron 1s22s22px22py

22pz1. Terdapat 9 proton

dalam inti.

Elektron yang datang masuk ke tingkat-2, dan mengalami penyaringan dari inti oleh 2 elektron 1s2 electrons. Oleh karena itu tarikan bersih dari inti adalah 7+ (9 proton dikurangi 2 oleh penyaringan elektron).

Berbeda dengan klor yang memiliki struktur elektron 1s22s22p63s23px23py

23pz1. Klor memiliki 17

proton pada inti.

Tetapi sekali lagi elektron yang masuk merasakan tarikan bersih dari inti 7+ (17 proton dikurangi 10 oleh penyaringan elektron pada tingkat pertama dan kedua).

Faktor yang menentuka n adalah bertambahnya jarak antara elektron yang datang dengan inti dari atas ke bawah dalam satu golongan. Makin besar jarak, tarikan berkurang dan energi yang dilepaskan sebagai afinitas elektron juga berkurang.

Mengapa fluor tidak mengikuti kecenderungan yang ada?

Elektron yang datang, pada fluor akan lebih dekat dengan inti dibandingkan unsur lain, sehingga anda akan mendapatkan nilai afinitas elektron yang tinggi.

Namun demikian, karena fluor merupakan atom kecil, anda memasukkan elektron baru pada tempat yang sudah penuh sesak oleh elektron dan ada banyak tolakan. Tolakan ini mengurangi tarikan yang dirasakan elektron yang datang dan mengurangi afinitas elektron.

Perubahan yang sama dari kecenderungan yang diharapkan terjadi antara oksigen dan sulfur pada golongan 6. Afinitas elektron pertama oksigen (-142 kJ mol-1) lebih kecil dari sulfur (-200 kJ mol-1) untuk alasan yang sama bahwa fluor lebih kecil dari klor.

Membandingkan afinitas elektron golongan 6 dan 7

Seperti yang anda perhatikan, afinitas elektron pertama oksigen (-142 kJ mol-1) lebih rendah dari fluor (-328 kJ mol-1). Sama dengan sulfur (-200 kJ mol-1) yang lebih rendah dari klor (-349 kJ mol-1). Mengapa?

Sederhana saja, unsur golongan 6 memiliki 1 proton pada inti yang lebih sedikit daripada tetangganya, golongan 7. Banyaknya penyaringan pada keduanya sama.

Itu artinya bahwa tarikan bersih dari inti pada golongan 6 lebih sedikit daripada golongan 7, sehingga afinitas elektron lebih rendah.

Afinitas elektron pertama dan reaktivitas

Reaktivitas unsur golongan 7 turun dari atas ke bawah dalam satu golongan − fluor merupakan unsur yang paling reaktif dan iod paling tak reaktif.

Seringkali pada reaksinya unsur-unsur ini membentuk ion negatif. Pada GCSE kadang-kadang ditunjukkan penurunan reaktivitas karena tarikan terhadap elektron yang datang berkurang kekuatannya dari atas ke bawah dalam satu golongan, sehingga pembentukan ion negatif kurang disukai. Penjelasan itu masih dapat diterima kecuali untuk fluor!

Reaksi keseluruhan terdiri dari banyak tahapan yang berbeda yang semuanya melibatkan perubahan energi, dan untuk menjelaskan kecenderungan yang ada tidak cukup hanya dengan mengamati salah satu tahap saja. Fluor lebih reaktif daripada klor (walaupun afinitas elektronnya lebih rendah) karena energi yang dilepaskan pada salah satu langkah reaksinya mengurangi energi yang dilepaskan sebagai afinitas elektron.

Afinitas elektron kedua

Anda hanya akan ditunjukkan pada unsur golongan 6, oksigen dan sulfur yang keduanya membentuk ion 2-.

Mendefinisikan afinitas elektron kedua

Afinitas elektron kedua adalah energi yang diperlukan untuk menambah satu elektron pada masing-masing ion dari 1 mol ion gas 1- untuk menghasilkan 1 mol ion gas 2-.

Lebih mudah dipahami dalam bentuk simbol.

Pada penggambaran di atas, afinitas elektron kedua diartikan sebagai energi yang dibutuhkan untuk membawa perubahan per mol X-.

Mengapa untuk melakukannya diperlukan energi?

Anda mendorong elektron ke dalam ion negatif. Hal ini tidak terjadi dengan serta-merta!

EA ke-1 = -142 kJ mol-1

EA ke-2 = +844 kJ mol-1

Tanda positif menunjukkan bahwa anda memerlukan energi untuk terjadinya perubahan ini. Afinitas elektron kedua oksigen tinggi, karena elektron dipaksa masuk ke dalam ion yang kecil, elektronnya sangat rapat.

Spektrum Emisi Atom Hidrogen

Halaman ini mengenalkan spektrum emisi atom hidrogen, menunjukkan bagaimana spektrum ini muncul akibat perpindahan elektron diantara tingkat-tingkat energi dalam atom. Bagian ini juga membahas bagaimana spektrum dapat digunakan untuk menentukan energi ionisasi hidrogen.

Apakah yang dimaksud dengan spektrum emisi?

Mengamati spektrum emisi hidrogen

Tabung sinar hidrogen adalah suatu tabung tipis yang berisi gas hidrogen pada tekanan rendah dengan elektroda pada tiap-tiap ujungnya. Jika anda melewatkan tegangan tinggi (katakanlah, 5000 volt), tabung akan menghasilkan sinar berwarna merah muda yang terang.

Jika sinar tersebut dilewatkan pada prisma atau kisi difraksi, sinar akan terpecah menjadi beberapa warna. Warna yang dapat anda lihat merupakan sebagian kecil dari spektrum emisi hidrogen. Sebagian besar spektrum tak terlihat oleh mata karena berada pada daerah infra-merah atau ultra-violet.

Pada foto berikut, sebelah kiri menunjukkan bagian dari tabung sinar katoda, dan sebelah kanan menunjukkan tiga garis yang paling mudah dilihat pada daerah tampak (visible) dari spektrum. (mengabaikan "pengotor" − biasanya berada di sebelah kiri garis merah, yang disebabkan oleh cacat pada saat foto diambil. Lihat catatan di bawah)

Memperlebar spektrum emisi hidrogen hingga UV dan IR

Ada lebih banyak lagi spektrum hidrogen selain tiga garis yang dapat anda lihat dengan mata telanjang. Hal ini memungkinan untuk mendeteksi pola garis-garis pada daerah ultra-violet dan infra-merah spektrum dengan baik.

Hal ini memunculkan sejumlah "deret" garis yang dinamakan dengan nama penemunya. Gambar di bawah menunjukkan tiga dari deret garis tersebut, deret lainnya berada di daerah infra-merah, jika digambarkan terletak di sebelah kiri deret Paschen.

Gambar tersebut cukup rumit, sehingga kita akan membahasnya sedikit saja. Pertama lihat deret Lyman pada sebelah kanan gambar − deret ini paling lebar dan paling mudah diamati.

Deret Lyman merupakan deret garis pada daerah ultra-violet. Perhatikan bahwa garis makin merapat satu sama lain dengan naiknya frekuensi. Akhirnya, garis-garis makin rapat dan tidak mungkin diamati satu per satu, terlihat seperti spektrum kontinu. Hal itu tampak sedikit gelap pada ujung kanan tiap spektrum.

Kemudian pada titik tertentu, disebut sebagai deret limit (limit series), deret terhenti.

Jika anda melihat deret Balmer atau Paschen, anda akan melihat polanya sama, tetapi deretnya menjadi makin dekat. Pada deret Balmer, perhatikan posisi tiga garis yang tampak pada foto di bagian atas.

Sesuatu yang mempersulit − frekuensi dan panjang gelombang

Anda akan sering mendapatkan spektrum hidrogen dinyatakan dengan panjang gelombang sinar bukan frekuensi. Sayangnya, karena hubungan matematika antara frekuensi sinar dan panjang gelombangnya, anda mendapatkan dua gambaran spektrum yang sangat berbeda jika mengalurkannya terhadap frekuensi atau panjang gelombang.

Hubungan antara frekuensi dan panjang gelombang

Hubungan matematisnya:

Pengaturan ulang persamaan tersebut akan menghasilkan persamaan baik untuk panjang gelombang maupun frekuensi.

Apakah ini berarti ada hubungan kebalikan antara keduanya − frekuensi yang tinggi berarti panjang gelombangnya rendah dan sebaliknya.< /p>

Menggambarkan spektrum hidrogen berdasarkan panjang gelombang

Seperti inilah spektrum yang terlihat jika anda mengalurkannya berdasarkan panjang gelombang bukan frekuensi:

dan, hanya untuk mengingatkan anda bahwa spektrum berdasarkan frekuensi akan tampak seperti ini:

Apakah ini membingungkan? baik, menurut saya ini sangat membingungkan! Jadi apa yang anda lakukan dengan hal ini?

Untuk halaman berikutnya saya hanya akan memperlihatkan spektrum yang dialurkan terhadap frekuensi, karena lebih mudah untuk menghubungkannya dengan apa yang terjadi dalam atom. Hati-hati, spektrum akan terlihat berbeda tergantung pada bagaimana spektrum tersebut dialurkan, tetapi, selain itu, abaikan versi panjang gelombang, kecuali pengujimu menghendakinya. Jika anda mencoba untuk mengetahui kedua versi, anda hanya akan mendapatkan sesuatu yang membingungkan!

Menjelaskan spektrum emisi hidrogen

Persamaan Balmer dan Rydberg

Dengan sedikit pengetahuan matematika yang mengagumkan, pada 1885 Balmer memberikan rumus sederhana untuk memperkirakan panjang gelombang dari beberapa garis yang sekarang kita kenal dengan deret Balmer. Tiga tahun berikutnya, Rydberg membuat rumus yang lebih umum sehingga dapat diterapkan untuk memperkirakan panjang gelombang beberapa garis pada spektrum emisi hidrogen.

Rydberg memberikan rumus:

RH merupakan konstanta yang disebut dengan konstanta Rydberg.

n1 dan n2 merupakan bilangan bulat (seluruh angka). n2 lebih besar daripada n1. Dengan kata lain, jika n1, katakanlah 2, maka n2 dapat berupa seluruh angka antara 3 dan tak hingga.

Berbagai kombinasi angka dapat anda masukkan ke dalam rumus, sehingga anda dapat menghitung panjang gelombang dari suatu garis pada spektrum emisi hidrogen − dan terdapat kesamaan antara panjang gelombang yang anda dapatkan dengan menggunakan rumus ini dengan yang diperoleh dari hasil analisis spektrum aslinya.

Anda dapat juga menggunakan versi yang dimodifikasi dari persamaan Rydberg untuk menghitung frekuensi masing-masing garis. Persamaan yang dimodifikasi dapat anda peroleh dari persamaan sebelumnya dan rumus panjang gelombang dan frekuensi pada bagian sebelumnya.

Asal usul spektrum emisi hidrogen

Garis-garis pada spektrum emisi hidrogen membentuk pola yang umum dan dapat ditunjukkan dengan persamaan yang (relatif) sederhana. Masing-masing garis dapat dihitung dari kombinasi angka-angka sederhana.

Mengapa hidrogen mengemisikan sinar ketika tereksitasi dengan adanya tegangan tinggi dan apa arti dari semua angka-angka itu?

Ketika tak ada yang mengeksitasi, elektron hidrogen berada pada tingkat energi pertama − tingkat yang paling dekat dengan inti. Tetapi jika anda memberikan energi pada atom, elektron akan tereksitasi ke tingkat energi yang lebih tinggi − atau bahkan dilepaskan dari atom.

Tegangan tinggi pada tabung sinar hidrogen menyediakan energi tersebut. Molekul hidrogen awalnya pecah menjadi atom-atom hidrogen (oleh karena itu disebut spektrum emisi atom hidrogen) dan elektron kemudian berpromosi ke tingkat energi yang lebih tinggi.

Misalkan suatu elektron tereksitesi ke tingkat energi ketiga. Elektron akan cenderung melepaskan energi lagi dengan kembali ke tingkat yang lebih rendah. Hal ini dapat dilakukan dengan dua cara yang berbeda.

Elektron dapat turun, kembali lagi ke tingkat pertama, atau turun ke tingkat kedua − dan kemudian, pada lompatan kedua, turun ke tingkat pertama.

Mengikat suatu elektron untuk melompat ke garis tertentu pada spektrum

Jika suatu elektron turun dari tingkat-3 ke tingkat-2, akan melepaskan energi yang sama dengan beda energi antara dua tingkat tersebut. Energi yang diperoleh dari lepasnya elektron ini muncul sebagai sinar (dimana "sinar" tersebut termasuk dalam daerah UV dan IR juga tampak (visible)).

Masing-masing frekuensi sinar dihubungkan dengan energi melalui persamaan:

Dengan frekuensi yang lebih tinggi, energi sinar akan lebih tinggi.

Jika suatu elektron turun dari tingkat-3 ke tingkat-2, tampak sinar merah. Inilah asal-usul garis merah pada spektrum hidrogen. Dengan menghitung frekuensi sinar merah, anda dapat menghitung energinya. Energi itu harus sama dengan beda energi antara tingkat-3 dan tingkat-2 pada atom hidrogen.

Persamaan terakhir dapat ditulis ulang sebagai beda energi antara dua tingkat elektron.

Turunnya elektron yang menghasilkan energi terbesar akan memberikan garis frekuensi tertinggi. Turunnya elektron dengan energi terbesar adalah dari tingkat tak hingga ke tingkat-1 (tentang tingkat tak hingga akan dijelaskan nanti)

Beberapa gambar berikut terdiri dari dua bagian − dengan tingkat energi pada bagian atas dan spektrum pada bagian bawah.

Jika elektron turun dari tingkat 6, penurunannya lebih sedikit, sehingga frekuensinya akan lebih kecil. (dikarenakan skala pada gambar, tidak mungkin menggambarkan semua lompatan yang melibatkan semua tingkat antara 7 dan tak hingga!)

…dan jika anda mengamati lompatan ke tingkat-1 yang lain anda akan mendapatkan seluruh deret Lyman. Jarak antar garis pada spektrum menggambarkan jarak perubahan tingkat energi.

Jika anda melakukan hal yang sama untuk lompatan menurun ke tingkat 2, anda mendapatkan garis dari deret Balmer. Perbedaan energinya lebih kecil dari deret Lyman, sehingga frekuensi yang dihasilkan juga lebih rendah.

Deret Paschen diperoleh dari lompatan menurun ke tingkat-3, tetapi gambarnya akan sangat kacau jika saya memasukkan semuanya – karena itu tidak disebutkan deret lain untuk lompatan menurun ke tingkat-4, tingkat-5, dan seterusnya.

Arti angka −angka pada persamaan Rydberg

n1 dan n2 pada persamaan Rydberg merupakan tingkat energi sederhana pada setiap lompatan yang menghasilkan garis yang khas pada spektrum.

Sebagai contoh, pada deret Lyman, n1 selalu 1. Elektron yang turun ke tingkat 1 menghasilkan garis pada deret Lyman. Untuk deret Balmer, n1 selalu 2, karena elektron turun ke tingkat-2.

n2 merupakan tingkat asal lompatan. Kita telah menyebutkan bahwa garis merah merupakan hasil dari turunnya elektron dari tingkat-3 ke tingkat-2. Pada contoh ini, n2 sama dengan 3.

Arti tingkat tak hingga

Tingkat tak hingga menunjukkan energi tertinggi yang mungkin dari suatu elektron atom hidrogen. Jadi, apa yang terjadi jika elektron melampaui energi itu?

Elektron bukan lagi bagian dari atom. Tingkat tak hingga menunjukkan titik dimana ionisasi atom terjadi untuk membentuk ion bermuatan positif.

Menggunakan spektrum untuk menentukan energi ionisasi

Ketika tak ada energi tambahan yang diberikan, elektron hidrogen berada pada tingkat-1. Dikenal sebagai keadaan dasar (ground state). Jika anda memberikan energi yang cukup untuk memindahkan elektron hingga ke tingkat tak hingga, anda telah mengionkan hidrogen.

Energi ionisasi tiap elektron dihitung dari jarak antara tingkat-1 dan tingkat tak hingga. Jika anda melihat kembali beberapa gambar terakhir, anda akan mendapatkan bahwa energi lompatannya menghasilkan limit deret dari deret Lyman.

Jika anda dapat menentukan frekuensi dari limit deret Lyman, anda dapat menggunakannya untuk menghitung energi yang dibutuhkan untuk memindahkan elektron suatu atom dari tingkat-1 ke titik ionisasi. Dari hal tersebut, anda dapat menghitung energi ionisasi per mol atom.

Masalahnya adalah frekuensi limit deret agak sulit ditentukan secara akurat dari spektrum karena pada daerah limit garis-garisnya rapat sehingga spektrum terlihat seperti kontinu.

Menentukan frekuensi limit deret secara grafik

Berikut ini merupakan daftar frekuensi dari tujuh garis yang jarak garisnya paling lebar pada deret Lyman, jika anda bergerak dari satu garis ke garis berikutnya akan terjadi kenaikan frekuensi.

Dengan makin dekatnya garis, jelas peningkatan frekuensi berkurang. Pada limit deret, beda antar garis akan mendeketi nol.

Itu artinya jika anda mengalurkan kenaikan frekuensi terhadap frekuensi aktual, anda dapat mengekstrapolasikan (kontinu) kurva pada titik dimana kenaikannya menjadi nol. Itu akan menjadi frekuensi limit deret.

Faktanya anda dapat mengalurkan grafik dari data pada tabel di atas. Perbedaan frekuensi berhubungan dengan dua frekuensi. Sebagai contoh, angka 0,457 diperoleh dengan mengurangkan 2,467 dari 2,924. Sehingga yang manakah dari dua nilai ini yang anda alurkan terhadap 0,457?

Hal ini tak masalah, selama anda selalu konsisten − dengan kata lain, anda selalu mengalurkan perbedaan frekuensi terhadap salah satu dari angka yang lebih tinggi atau yang lebih rendah. Pada titik yang akan anda amati (dimana perbedaannya nol), nilai kedua frekuensi sama.

Sebagaimana yang anda lihat pada grafik di bawah. Dengan mengalurkan kedua kurva yang mungkin pada grafik yang sama, kurva akan lebih mudah diekstrapolasikan. Kurva lebih sulit untuk diektrapolasikan dibandingkan dengan garis lurus.

Kedua garis menunjukkan limit deret sekitar 3.28 x 1015 Hz.

Jadi sekarang kita akan menghitung energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron tunggal dari atom hidrogen. Ingat persamaan pada halaman di atas:

Kita dapat menentukan perbedaan energi antara keadaan dasar dan titik dimana elektron meninggalkan atom melalui substitusi nilai frekuensi yang kita dapatkan dan mencari nilai konstanta Planck dari buku.

Hasil ini memberikan pada anda energi ionisasi untuk atom tunggal. Untuk menentukan energi ionisasi yang normal, kita perlu mengalikannya dengan banyaknya atom pada satu mol atom hidrogen (konstanta Avogadro) dan kemudian membaginya dengan 1000 untuk mengubahnya menjadi kilojoule.

Energi Ionisasi

Halaman ini menjelaskan apa yang dimaksud dengan energi ionisasi pertama, dan kemudian mengamati kecenderungannya pada tabel periodik – dalam satu periode dan golongan. Anda dianggap telah memahami tentang orbital atom sederhana, dan dapat menuliskan struktur elektron untuk atom yang sederhana.

Mendefinisikan energi ionisasi pertama

Definisi

Energi ionisasi pertama merupakan energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron terluar (paling mudah lepas) dari satu mol atom dalam wujud gas untuk menghasilkan satu mol ion gas dengan muatan 1+.

Hal ini lebih mudah dipahami dalam bentuk simbol.

Pada penggambaran di atas, energi ionisasi pertama diartikan sebagai energi yang dibutuhkan untuk menghasilkan perubahan per mol X.

Yang perlu diperhatikan pada persamaan di atas

Simbol wujud zat – (g) – penting. Pada saat anda membahas energi ionisasi, unsurnya harus dalam wujud gas.

Energi ionisasi dinyatakan dalam kJ mol-1 (kilojoules per mole). Nilainya bervariasi dari 381 (yang sangat rendah) hingga 2370 (yang sangat tinggi).

Semua unsur memiliki energi ionisasi pertama – bahkan atom yang tidak membentuk ion positif pada tabung reaksi. Helium (E.I pertama = 2370 kJ mol-1) secara normal tidak membentuk ion positif karena besarnya energi yang diperlukan untuk melepaskan satu elektron.

Pola energi ionisasi pertama pada tabel periodik

20 unsur pertama

Energi ionisasi pertama menunjukkanperiodicity. Itu artinya bahwa energi ionisasi bervarisi dalam suatu pengulangan jika anda bergerak sepanjang tabel periodik. Sebagai contoh, lihatlah pola dari Li ke Ne, dan kemudian bandingkan dengan pola yang sama dari Na ke Ar.

Variasi pada energi ionisasi pertama ini dapat dijelaskan melalui struktur dari atom yang terlibat.

Faktor yang mempengaruhi energi ionisasi

Energi ionisasi merupakan ukuran energi yang diperlukan untuk menarik elektron tertentu dari tarikan inti. Energi ionisasi yang tinggi menunjukkan tarikan antara elektron dan inti yang kuat.

Besarnya tarikan dipengaruhi oleh:

Muatan inti

Makin banyak proton dalam inti, makin positif muatan inti, dan makin kuat tarikannya terhadap elektron.

Jarak elektron dari inti

Jarak dapat mengurangi tarikan inti dengan cepat. Elektron yang dekat dengan inti akan ditarik lebih kuat daripada yang lebih jauh.

Jumlah elektron yang berada diantara elektron terluar dan inti

Perhatikan atom natrium, dengan struktur elektron 2, 8, 1 (tak ada alasan mengapa anda tak dapat menggunakan notasi ini jika ini sangat membantu!)

ika elektron terluar mengarah ke inti, tidak akan terlihat oleh inti dengan jelas. Antara elektron terluar dan inti ada dua lapis elektron pada tingkat pertama dan kedua. Pengaruh 11 proton pada inti natrium berkurang oleh adanya 10 elektron yang lebih dalam. Oleh karena itu elektron terluar hanya merasakan tarikan bersih kira-kira 1+ dari pusat. Pengurangan tarikan inti terhadap elektron yang lebih dalam disebut dengan penyaringan (screening) atau perlindunga (shielding).

Apakah elektron berdiri sendiri dalam suatu orbital atau berpasangan dengan elektron lain

Dua elektron pada orbital yang sama mengalami sedikit tolakan satu sama lain. Hal ini mengurangi tarikan inti, sehingga el ektron yang berpasangan dapat dilepaskan dengan lebih mudah dari yang anda perkirakan.

Menjelaskan pola pada sebagian unsur-unsur pertama

Hidrogen memiliki struktur elektron 1s1. Merupakan atom yang sangat kecil, dan elektron tunggalnya dekat dengan inti sehingga dapat tertarik dengan kuat. Tidak ada elektron yang menyaring tarikan dari inti sehingga energi ionisasinya tinggi (1310 kJ mol-1).

Helium memiliki struktur 1s2. Elektron dilepaskan dari orbital yang sama seperti pada contoh hidrogen. Elektronnya dekat dengan inti dan tidak tersaring. Energi ionisasinya (2370 kJ mol-1) lebih besar dari hidrogen, karena elektronnya ditarik oleh dua proton pada inti, bukan satu seperti pada hidrogen.

Litium memiliki struktur 1s22s1. Elektron terluarnya berada pada tingkat energi kedua, lebih jauh dari inti. Anda mungkin berpendapat akan lebih dekat dengan adanya tambahan proton pada inti, tetapi elektron tidak mengalami tarikan yang penuh dari inti – tersaring oleh elektron 1s2.

Anda dapat membayangkan elektron seperti merasakan tarikan bersih +1 dari pusat (3 proton dikurangi oleh dua elektron 1s2 electrons).

Jika anda membandingkan litium dengan hidrogen (bukan dengan helium), elektron hidrogen juga mengalami tarikan 1+ dari inti, tetapi pada litium jaraknya lebih jauh. Energi ionisasi pertama litium turun menjadi 519 kJ mol-1 sedangkan hidrogen 1310 kJ mol-1.

Pola pada periode 2 dan 3

Membahas 17 atom pada saat bersamaan akan memakan waktu. Kita dapat melakukannya dengan lebih terarah dengan menjelaskan kecenderungan utama pada dua periode ini, dan kemudian menjelaskan pengecualian yang ada.

Secara umum pola pada kedua periode sama – perbedaannya energi ionisasi periode ketiga lebih rendah daripada periode kedua.

Menjelaskan kecenderungan umum pada periode 2 dan 3

Kecenderungan yang umum adalah energi ionisasi meningkat dalam satu periode dari kiri ke kanan.

Pada semua unsur periode 2, elektron terluar berada pada orbital tingkat 2 – 2s atau 2p. Semuanya memiliki jarak yang sama dari inti, dan tersaring oleh elektron 1s2.

Perbedaan pentingnya adalah terjadi kenaikan jumlah proton pada inti dari litium sampai neon. Hal itu menyebabkan makin kuatnya tarikan inti terhadap elektron sehingga menaikkan energi ionisasi. Pada kenyataannya kenaikan muatan inti menyebabkan elektron terluar lebih dekat ke inti. Kenaikan energi ionisasi itu berada dalam satu periode.

Pada periode 3, kecenderungannya sama. Semua elektron yang dilepaskan berada pada tingkat ketiga dan tersaring oleh elektron 1s22s22p6. Semuanya memiliki lingkungan yang sama, tetapi muatan intinya makin meningkat.

Mengapa terjadi penurunan antara golongan 2 dan 3 (Be-B dan Mg-Al)?

Penjelasannya didasarkan pada struktur boron dan aluminium. Elektron terluar kedua atom ini lebih mudah dilepaskan dibandingkan dengan kecenderungan umum pada atom-atom periode 2 dan 3 lainnya.

Be 1s22s2 E. I. pertama = 900 kJ mol-1

B 1s22s22px1 E. I. pertama = 799 kJ mol-1

Anda mungkin mengharapkan energi ionisasi boron lebih besar dari berilium karena adanya tambahan proton. Pada kenyataannya elektron terluar boron berada pada orbital 2p bukan pada 2s. Orbital 2p memiliki energi yang sedikit lebih tinggi daripada orbital 2s, dan elektronnya, rata-rata, berada lebih jauh dari inti. Hal ini memberikan dua pengaruh.

Bertambahnya jarak menghasilkan berkurangnya tarikan inti sehingga mengurangi energi ionisasi

Orbital 2p tidak hanya disaring oleh elektron 1s2 tetapi, sedikit, juga oleh elektron 2s2. Hal itu juga mengurangi tarikan dari inti sehingga energi ionisasinya lebih rendah.

Penjelasan terhadap turunnya energi ionisasi antara magnesium dan aluminium sama, hanya saja terjadi pada tingkat ke-3 bukan tingkat ke-2.

Mg 1s22s22p63s2 E. I. pertama = 736 kJ mol-1

Al 1s22s22p63s23px1 E. I. pertama = 577 kJ mol-1

Elektron 3p pada aluminium sedikit lebih jauh dari inti dibandingkan 3s, dan sebagian tersaring oleh elektron 3s2 sebagai elektron yang lebih dalam. Kedua faktor ini mengurangi pengaruh bertambahnya proton.

Mengapa terjadi penurunan diantara golongan 5 dan 6 (N-O dan P-S)?

Sekali lagi, anda mungkin mengharapkan energi ionisasi unsur golongan 6 akan lebih tinggi daripada golongan 5 karena adanya tambahan proton. Apa yang terjadi?

N 1s22s22px12py

12pz1 E. I. pertama = 1400 kJ mol-1

O 1s22s22px22py

12pz1 E. I. Pertama = 1310 kJ mol-1

Penyaringannya sama (oleh 1s2 dan, sedikit, oleh elektron 2s2), dan elektron dilepaskan dari orbital yang sama.

Perbedaannya adalah pada oksigen elektron dilepaskan dari salah satu pasangan 2px2. Adanya

tolakan antara dua elektron pada orbital yang sama menyebabkan elektron tersebut lebih mudah dilepaskan dibandingkan yang lain.

Penurunan energi ionisasi pada sulfur dijelaskan dengan cara yang sama.

Kecenderungan turunnya energi ionisasi dalam satu golongan

Jika anda bergerak ke bawah dalam satu golongan pada tabel period ik, energi ionisasi secara umum akan menurun. Anda telah melihat bukti untuk hal ini bahwa energi ionisasi pada periode 3 lebih rendah dari periode 2.

Sebagai contoh pada golongan 1:

Mengapa energi ionisasi natrium lebih rendah dari litium?

Pada atom natrium terdapat 11 proton, tetapi pada atom litium hanya 3. Jadi muatan inti natrium lebih besar. Anda mungkin memperkirakan energi ionisasi natrium lebih besar, tetapi kenaikan muatan inti tidak dapat mengimbangi jarak elektron dari inti yang makin jauh dan lebih tersaring.

Li 1s22s1 E. I. pertama = 519 kJ mol-1

Na 1s22s22p63s1 E. I. pertama = 494 kJ mol-1

Elektron terluar litium berada pada tingkat kedua, dan hanya memiliki elektron 1s2 yang menyaringnya. Elektron 2s1 mengalami tarikan dari 3 proton dan disaring oleh 2 elektron – tarikan bersih dari pusat adalah +1.

Elektron terluar natrium berada pada tingkat 3, dan terhalangi dari 11 proton pada inti oleh 10 elektron yang berada lebih dalam. Elektron 3s1 juga mengalami tarikan bersih 1+ dari pusat atom. Faktor yang tersisa hanyalah jarak tambahan antara elektron terluar dan inti pada natrium. Sehingga energi ionisasi natrium lebih rendah.

Penjelasan yang sama berlaku jika anda bergerak ke bawah pada unsur lain pada golongan tersebut, atau, pada golongan yang lain.

Kecenderungan energi ionisasi pada golongan transisi

Selain seng pada bagian akhir, energi ionisasi semua unsur relatif sama.

Semua unsur memiliki struktur elektron [Ar]3dn4s2 (or 4s1 pada kromium dan tembaga). Elektron yang terlepas selalu dari orbital 4s.

Jika anda bergerak dari kiri ke kanan, dari satu atom ke atom lainnya dalam deretan golongan transisi, jumlah proton pada inti meningkat, elektron pada 3d juga bertambah. Elektron 3d mengalami beberapa pengaruh penyaringan, proton tambahan dan elektron 3d tambahan dapat menambah atau mengurangi pengaruh tarikan dari pusat atom yang diamati.

Kenaikan pada seng mudah untuk dijelaskan.

Cu [Ar]3d104s1 E. I. pertama = 745 kJ mol-1

Zn [Ar]3d104s2 E. I. pertama = 908 kJ mol-1

Pada contoh di atas, elektron yang dilepaskan berasal dari orbital yang sama, dengan penyaringan yang sama, tetapi seng memiliki satu tambahan proton pada inti sehingga daya tariknya lebih besar. Pada seng terdapat tolakan antar pasangan elektron orbital 4s, tetapi pada kasus ini tolakannya tidak cukup untuk mengimbangi pengaruh bertambahnya proton.

Energi ionisasi dan reaktivitas

Pada energi ionisasi yang lebih rendah, perubahan ini lebih mudah terjadi:

Anda dapat menjelaskan kenaikan reaktivitas logam golongan 1(Li, Na, K, Rb, Cs) dari atas ke bawah dalam satu golongan karena turunnya energi ionisasi. Bereaksi dengan apapun, logam-

logam tersebut akan membentuk ion positif, dengan energi ionisasi yang lebih rendah, ion lebih mudah terbentuk.

Bahaya dari pendekatan ini adalah pembentukan ion positif terjadi hanya satu tahap dalam beberapa langkah proses.

Sebagai contoh, anda tidak mungkin memulai dengan atom gas; tidak juga mengakhirinya dengan gas ion positif – anda akan mengakhiri dengan ion dalam padatan atau larutan. Perubahan energi pada proses ini juga bervariasi dari satu unsur ke unsur lainnya. Secara ideal anda perlu mempertimbangkan semua hal dan tidak hanya mengambil sebagian saja.

Namun demikian, energi ionisasi unsur merupakan faktor utama yang berperan dalam energi aktivasi suatu reaksi. Ingat bahwa energi aktivasi merupakan energi minimum yang diperlukan sebelum reaksi berlangsung. Dengan energi aktivasi yang lebih rendah, reaksi akan lebih cepat – tanpa mengabaikan seluruh energi yang berubah pada reaksi tersebut.

Penurunan energi ionisasi dari atas ke bawah dalam satu golongan akan menyebabkan energi aktivasi lebih rendah dan reaksi menjadi lebih cepat.

Struktur Unsur-Unsur Periode 3

Halaman ini menggambarkan struktur unsur-unsur perioda 3 mulai dari natrium sampai argon, dan menunjukkan bagaimana struktur tersebut dapat digunakan untuk menjelaskan sifat fisik unsur-unsur tersebut.

Variasi sifat fisik pada perioda 3

Titik leleh dan titik didih

Saat ini kita akan menjelaskan semua hal yang mengalami peningkatan dan penurunan seperti yang digambarkan pada pada diagram.

Daya hantar listrik

Natrium, magnesium dan alumunium semuanya adalah konduktor listrik yang baik. Tidak satu pun dari sisanya menghantarkan listrik.

Penjelasan kecenderungan sifat

Tiga Struktur logam

Natrium, magnesium dan alumunium semuanya memiliki struktur logam, yang menentukan pada konduktifitas listriknya dan titik leleh dan titik didih yang relatif tinggi.

Titik leleh dan titik didih meningkat seiring dengan urutan logam karena kenaikan jumlah elektron yang mana tiap atom dapat mengkontribusikannya untuk mendelokaliasasi “lautan elektron”. Ukuran atomya juga lebih kecil dan memiliki lebih banyak proton seiring urutan dari natrium ke magnesium dan ke alumunium.

Daya tarik dan juga titik leleh dan titih didihnya meningkat karena:

Inti atom memperoleh lebih banyak muatan positif. Lautan elektron menghasilkan muatan yang lebih negatif. Lautan elektron lebih dekat ke inti dan karena itu tertarik lebih kuat.

Silikon – suatu struktur kovalen raksasa

Silikon adalah non logam, dan memiliki struktur kovalen raksasa sama persis dengan karbon pada intan – karena itu memiliki titik leleh tinggi. Kamu harus memutuskan ikatan kovalen terlebih dahulu untuk melelehkannya.

Tidak terdapat elektron bebas pada struktur, dan meskipun silikon dapat menghantarkan arus listrik, hal itu tidak sama dengan logam. Silikon adalah sebuah semikonduktor.

Empat unsur molekuler

Fosfor, belerang, klor dan argon adalah substansi melekuler sederhana dengan hanya memiliki dayatarik van der Waals diantara molekul-molekulnya. Titik leleh dan titik didihnya akan lebih kecil dibandingkan dengan anggota pertama perioda yang memiliki struktur raksasa. Keberadaan molekul yang menyendiri mencegah elektron untuk mengalir, dan tidak satupun dari keempat unsur tersebut yang dapat menghantarkan listrik.

Ukuran titik leleh dan titik didih ditentukan oleh ukuran molekul:

Molekul argon berada dalam bentuk atom argon tunggal.

Fosfor

Terdapat bentuk umum fosfor. Data pada diagram di atas berlaku untuk fosfor putih yang mengandung molekul P4. Untuk melelehkan fosfor kamu tidak perlu memutuskan satu ikatan kovalen pun – hanya terdapat gaya van der Waals yang lebih lemah.

Belerang

Belerang berada pada bentuk atom cincin S8. Molekulnya lebih besar dibandingkan molekul fosfor, dan karena itu dayatarik van der Waals akan lebih kuat, dan hal ini mengawali pada titik leleh dan titik didih yang lebih tinggi.

Klor

Klor, Cl2, merupakan molekul yang lebih kecil dengan dayatarik van der Waals yang lemah, dan karena itu klor akan memiliki titik leleh dan titik didih yang lebih rendah dibandingkan dengan belerang atau fosfor.

Argon

Molekul argon hanya terdiri dari atom argon tunggal, Ar. Kemungkinan dayatarik van der Waals sangat terbatas dan karena itu titik leleh dan titik didih argon lebih rendah lagi.

Penentuan Tipe Struktur Yang Dimiliki Oleh Suatu Zat

Halaman ini menjelaskan bagaimana cara kamu menentukan struktur yang dimiliki oleh suatu zat melalui tinjauan sifat fisiknya. Penentuan ini dimulai dengan tinjauan yang sederhana pada padatan, cairan dan gas.

Perubahan keadaan sebagai acuan untuk gaya antara partikel

Susunan partikel pada padatan, cairan dan gas

Tinjauan sederhana mengenai susunan partikel pada padatan, cairan dan gas dapat dilihat seperti berikut ini:

Padatan

Pada padatan, partikel-partikel saling bersentuhan, dan satu-satunya pergerakan yang ada pada padatan adalah vibrasi. Partikel-partikel dapat tersusun secara teratur (pada kasus ini, padatan adalah kriatalin), atau tersusun secara acak (memberikan padatan melilin seperti lilin atau beberapa bentuk polietena, sebagai contohnya).

Partikel-partikel terikat pada padatan melalui gaya yang tergantung pada zat sesunguhnya – ikatan ionik, ikatan kovalen, ikatan hidrogen atau dayatarik van der Waals.

Pelelehan dan pembekuan

Jika energi diberikan melalui pemanasan padatan, energi kalor menyebabkan vibrasi yang lebih besar sampai akhirnya partikel terlepas dari partikel yang lain membentuk cairan. Energi kalor yang diperlukan untuk mengubah 1 mol padatan menjadi cairanan pada titik lelehnya disebut dengan entalpi peleburan entalpi fusi.

Ketika cairan membeku, terjadi kebalikannya. Pada temperatur yang sama, pergerakan partikel cukup lambat memaksa dayatarik untuk dapat mengikat partikel sebagai padatan. Selama pembentukan ikatan yang baru, melibatkan energi kalor.

Cairan

Pada cairan, kebanyakan partikel-partikel cairan tersebut saling bersentuhan, tetapi terdapat beberapa perbedaan yang muncul pada struktur. Perbedaan ini mengakibatkan partikel untuk bergerak, dan karena itu partikel tersusun secara acak. Kecuali pelelehan yang memutuskan ikatan zat yang hanya memiliki ikatan kovalen (sebuah struktur kovalen raksasa), gaya yang mengikat partikel padatan juga terdapat pada cairan tetapi kadang kala dalam bentuk yang longgar.

Pendidihan dan pengkondensasian

Jika energi yang diberikan lebih banyak, partikel-partikel bergerak cepat untuk memutuskan semua dayatarik antara partikel-partikelnya dan cairan mendidih. Energi kalor yang diperlukan untuk mengubah 1 mol cairan menjadi gas pada titik didihnya disebut dengan entalpi penguapan entalpi vaporasi

Jika gas didinginkan, pada beberapa temperatur partikel gas bergerak cukup lambat untuk memaksa dayatarik yang cukup efektif untuk mengkondensasi gas tersebut menjadi cairan. Sekali lagi, gaya tersebut dikembalikan, maka energi kalor dilepaskan.

Ingat:  Pemutusan ikatan membutuhkan energi, pembentukan ikatan melepaskan energi.

Gas

Pada gas, partikel-partikel bergerak bebas. Pada kondisi tekanan yang biasa, jarak antara masing-masing partikel adalah 10 kali diameter partikel. Pada jarak tersebut, setiap dayatarik antar partikel dapat diabaikan.

Penentuan tipe ikatan dari sifat fisik

Keadaan fisik dan sifat yang lain

Tempat terbaik untuk memulainya adalah selalu pada keadaan fisik.

Titik leleh tidak selalu merupakan acuan yang baik untuk ukuran dayatarik antara partikel, karena dayatarik tersebut hanya menghilang pada saat meleleh – tidak putus sama sekali. Titik didih adalah acuan yang lebih baik, karena kalor yang cukup diberikan untuk memutuskan gaya tarik secara sempurna. Dayatarik yang lebih besar, titik didih lebih tinggi.

Dapat dikatakan, titik leleh lebih sering digunakan untuk menentukan ukuran gaya tarik antara partikel pada padatan, tetapi anda kadang-kadang akan menemukan keanehan. Keanehan tersebut akan menghilang jika anda mempertimbangkan titik didih.

Sebagai contoh:  anda akan mengira bahwa ikatan logam pada alumunium lebih kuat dibandingkan pada magnesium, karena alumunium memiliki 3 elektron untuk didelokalisasikan pada "lautan elektron" dibandingkan dua elektron kepunyaan magnesium. Titik didihnya: Al 2470°C, Mg 1110°C. Walaupun, titik leleh alumunium hanya 10°C ebih tinggi dibandingkan dengan magnesium: Al 660°C, Mg 650°C.

Jadi, jika substansi tersebut suatu gas, cairan atau padatan dengan titik didih rendah, substansi tersebut akan ada sebagai molekul yang berikatan kovalen (kecuali gas mulia yang memiliki molekul berupa atom tunggal).

Ukuran titik leleh atau titik didih memberikan acuan pada kekuatan gaya antarmolekul. Jika substansi tersebut juga larut dalam air (tanpa bereaksi), hal tersebut memberikan molekul kecil memperoleh ikatan hidrogen – atau, setidaknya, molekul kecil yang bersifat sangat polar).

Jika substansi tersebut merupakan padatan bertitik didih tinggi, substansi tersebut akan menjadi struktur raksasa – baik itu ionik, logam atau kovalen raksasa.

Kelarutan dalam air (tanpa reaksi) menunjukkan substansi tersebut bersifat ionik. Jika substansi juga mengalami elektrolisis ketika melebur, hal tersebut mengkonfirmasikan bahwa substansi tersebut bersifat ionik.

Catatan:  Elektrolisis adalah pemisahan senyawa dengan menggunakan listrik. Sebagai contoh, lelehan natrium klorida menghantarkan listrik dan memisahkan natrium dan klor pada prosesnya.

Daya hantar listrik pada tingkat padatan menghasilkan elektron yang terdelokalisasi, dan karena itu terjadi pada logam atau grafit. Kuncinya akan diperoleh dari data – tampilan sifat dapat ditempa, dan lain-lain.

Catatan:  Semikonduktor seperti silikon – suatu struktur kovalen raksasa dengan susunan atom yang sama dengan intan – juga menghantarkan listrik.Teori semikonduktor terdapat pada A’level syllabuses.

Struktur Molekul

Halaman ini menggambarkan bagaimana sifat fisik suatu zat memiliki struktur molekul yang bervariasi dengan dayatarik antarmolekul – ikatan hidrogen dan gaya van der Waals.

Sifat fisik substansi molekuler

Molekul terdiri dari sejumlah atom yang bergabung melalui ikatan kovalen, dan atom tersebut berkisar dari jumlah yang sangat sedikit(dari atom tunggal, seperti gas mulia) sampai jumlah yang sangat banyak (seperti pada polimer, protein atau bahkan DNA).

Ikatan kovalen yang mengikat molekul secara bersamaan dengan sangat kuat, tetapi hal itu tidak berhubungan dengan sifat fisik suatu zat. Sifat fisik suatu zat ditentukan oleh gaya antarmolekul – gaya tarik antara suatu molekul dengan tetangganya – dayatarik van der Waals atau ikatan hidrogen.

Titik leleh dan titik didih

Substansi molekuler cenderung untuk menjadi gas, cairan atau padatan yang bertitik leleh rendah, karena gayatarik antar-molekul terhitung lemah. Anda tidak harus memutus ikatan kovalen yang ada untuk melelehkan atau mendidihkan sebuah zat molekuler.

Ukuran titik leleh dan titik didih akan tergantung pada kekuatan gaya antarmolekul. Kehadiran ikatan hidrogen akan meningkatkan titik leleh dan titik didih. Molekul yang berukuran lebih besar memungkinkan dayatarik van der Waals yang lebih besar pula – dan molekul tersebut akan lebih membutuhkan lebih banyak banyak energi untuk pemutusan ikatannya.

Kelautan dalam air

Kebanyakan substansi molekuler tidak larut dalam (atau hanya sangat sedikit larut) dalam air. Substansi molekuler yang dapat larut setelah bereaksi dengan air, atau yang lainnya dapat membentuk ikatan hidrogen dengan air.

Kenapa metana, CH4, tidak larut dalam air?

Metana sendiri tidak masalah. Metana adalah suatu gas, dan karena itu molekulnya terpisah – air tidak dibutuhkan untuk mengambil sebagian metana dari bagian yang lain.

Masalahnya adalah ikatan hidrogen antara molekul air. Jika metana dilarutkan, metana memiliki gaya untuk menarik molekul air dan karena itu memutuskan ikatan hidrogen. Hal ini membutuhkan sejumlah energi.

Daya tarik yang memungkinkan antara molekul metana dan molekul air lebih lemah dibandingkan gaya van der Waals – dan tidak cukup energi yang dapat dilepaskan ketika gaya van der Waals terbentuk. Kemudahan ini tidak menguntungkan secara energetik untuk pencampuran metana dan air.

Kenapa amonia, NH3, larut dalam air?

Amonia memiliki kemampuan untuk membentuk ikatan hidrogen. Ketika ikatan hidrogen antara molekul air putus, ikatan tersebut dapat digantikan oleh ikatan yang setara antara molekul air dan molekul metana.

Sebagian amonia juga bereaksi dengan air untuk menghasilkan ion amonium dan ion hidroksida.

Panah dua arah menunjukkan bahwa reaksi tidak berkesudahan. Pada tiap waktu hanya sekitar 1% amonia yang dapat bereaksi untuk membentuk ion amonium. Kelarutan amonia terutama tergantung pada ikatan hidrogen dan bukan pada reaksi.

Kebanyakan substansi molekuler yang lain larut dengan bebas pada air karena substansi molekuler tersebut dapat membentuk ikatan hidrogen dengan molekul air termasuk etanol (alkohol) dan sukrosa (gula).

Kelarutan dalam pelarut organik

Substansi molekuler acapkali larut dalam pelarut organik – yang berbentuk molekul. Antara zat terlarut (zat yang larut) dan pelarut keduanya memiliki molekul-molekul yang tertarik satu sama lain melalui gaya van der Waals. Meskipun dayatarik tersebut akan diganggu ketika keduanya bercampur, dayatarik digantikan oleh dayatarik yang lain yang sama antara dua molekul yang berbeda.

Daya hantar listrik

Substansi molekuler tidak akan dapat menghantarkan listrik. Seperti pada kasus dimana elektron dapat terdelokalisasi pada molekul tertentu, tidak terdapat kontak yang cukup antar molekul untuk memperbolehkan elektron untuk bergerak di seluruh bagian cairan atau padatan.

Beberapa contoh tersendiri

Iodium, I2

Iodium merupakan padatan kristalin abu tua dengan uap ungu. Titik leleh: 114°C. B.Pt: 184°C. Iodium sedikit, sedikit larut dalam air, tetapi larut dengan sangat leluasa dalam pelarut organik.

Karena itu Iodium merupakan padatan bertitik leleh rendah. Kristalinitas memberikan susunan molekul yang teratur.

Strukturnya digambarkan sebagai kubus terpusat permukaan – ini adalah kubus molekul iodium dengan molekul yang lain berada pada pusat tiap muka.

Orientasi molekul iodium dengan struktur ini sungguh sulit untuk digambarkan (apalagi diingat!). Jika silabus pengajaran dan ujian akhir yang kamu ikuti mengharuskan untuk mengingatnya, perhatikan dengan hati-hati urutan diagram yang menunjukkan setiap lapisannya.

Dengan catatan bahwa seiring kamu melihatnya menurun pada kubus, semua molekul di sebelah kiri dan kanan bersekutu dengan cara yang sama. Satu molekul yang ditengah bersekutu dengan yang diseberangnya.

Semua diagram menunjukkan sudut pandang “mengambang” tentang kristal. Molekul iodium, tentu saja, saling bersentuhan satu sama lain. Pengukuran jarak antar atom pusat pada kristal menunjukan dua harga yang berbeda:

Atom-atom iodium pada tiap molekul tertarik berdekatan secara bersamaan melalui ikatan kovalen. Dayatarik van der Waals antara molekul-molekulnya lebih lemah, dan kamu dapat memikirkan atom pada dua molekul yang terpisah hanya saling menyentuh satu sama lain.

Es

Es adalah contoh yang baik padatan yang berikatan hidrogen.

Terdapat sedikit perbedaan sususun molekul air pada es. Ini adalah salah satunya, tetapi bukan yang biasanya – saya tidak dapat menggambarkannya dengan cara lain supaya dapat dimengerti! Satu-satunya yang berikut dikenal dengan "es kubik", atau "es Ic". Molekul air tersusun seperti pada struktur intan.

Ini hanya sebagian kecil dari sebuah struktur yang memiliki jumlah molekul yang sangat banyak dalam bentuk tiga dimensi. Pada diagram, garis menunjukkan ikatan hidrogen. Pasangan elektron mandiri yang mana atom hidrogen tertarik padanya disimpan di sebelah kiri untuk lebih jelas.

Es kubik hanya stabil pada suhu dibawah -80°C. Es yang biasa memiliki struktur yang berbeda, struktur heksagonal. Disebut dengan "es Ih".

Kerapatan luar biasa yang merupakan sifat dari air

Gaya ikatan hidrogen yang terjadi pada es strukturnya lebih terbuka – jika kamu membuat modelnya, kamu akan menemukan sejumlah ruang kosong yang signifikan. Ketika es meleleh, struktur menjadi rusak dan molekul cenderung untuk menempati ruang kosong tersebut.

Hal ini berarti bahwa air yang terbentuk mengambil jarak yang sempit dibandingkan dengan jarak es semula. Dalam hal ini es merupakan padatan yang luar biasa – kebanyakan padatan menunjukkan kenaikan volum pada saat pelelehan.

Ketika air membeku, terjadi kebaliknya – terjadi ekspansi sebagai pembentukan ikatan hidrogen. Kebanyakan dari cairan saling kontak ketika terjadi proses pembekuan.

Sisa ikatan hidrogen yang kaku tetap ada pada cairan air yang sangat dingin, dan tidak menghilang sampai suhu 4°C. Kerapatan air meningkat dari 0°C sampai 4°C sebagai akibat dari molekul terbebas dari struktur terbuka dan mengambil ruangan yang kosong. Setelah 4°C, pergerakan termal dari molekul menyebabkan molekul tersebut untuk bergerak menjauh dan kerapatannya menjadi turun. Hal tersebut adalah sifat normal yang terjadi pada cairan selama dipanaskan.

Polimer

Ikatan pada polimer

PPolimer seperti poly(etena) – biasa disebut politena – berada pada bentuk molekul yang sangat panjang. Molekul Poli(etena) terbentuk melalui penggabungan molekul etena pada untai atom karbon yang berikatan secara kovalen dengan menarik hidrogen. Untai tersebut dapat becabang sepanjang rantai utama, juga mengandung untai karbon yang menarik hidrogen. Molekul tertarik satu sama lain pada padatan melalui gaya dispersi van der Waals.

Pengontrolan kondisi pada saat etena terpolimerisasi, memungkinkan untuk mengontrol jumlah cabang untuk menghasilkan dua tipe polietena yang berbeda.

Polietena dengan kerapatan tinggi

Polietena dengan kerapatan tinggi memiliki rantai yang tidak bercabang. Sedikit cabang mengakibatkan molekul untuk saling mendekat satu sama lain pada bentuk yang teratur seperti yang sering dijumpai ada bentuk kristalin.

Karena molekul berdekatan satu sama lain, gaya dispersi menjadi lebih efektif, dan karenanya plastik relatif lebih kuat dan memiliki titik leleh yang lebih tinggi dibanding polietena dengan kerapatan rendah.

Polietena dengan kerapatan tinggi digunakan untuk wadah barang-barang kimia rumah tangga seperti cairan pencuci, sebagai contoh, atau mangkok atau ember.

Polietena dengan kerapatan rendah

Polietena dengan kerapatan rendah memiliki cabang pendek di sepanjang untai. Cabang tersebut menghalangi untai tersesun dengan rapi dan rapat. Sebagai hasilnya gaya dispersi berkurang dan kekuatan plastik lebih lemah dan titik leleh lebih rendah. Kerapatannya lebih rendah, dan tentunya menyebabkan ruang yang kosong pada susunan strukturnya.

Polietena dengan kerapatan rendah digunakan untuk sesuatu seperti kantong plastik.

Struktur Logam

Halaman ini menggambarkan struktur logam, dan hubungan antara struktur tersebut dengan sifat fisik dari suatu logam.

Struktur logam

Susunan atom-atom

Logam merupakan struktur raksasa dari atom-atom yang berikatan satu sama lain melalui ikatan logam. “Raksasa” menunjukkan jumlah yang sangat banyak tetapi jumlah atom yang terlibat sangat bervariasi – tergantung pada ukuran potongan logam.

Koordinasi 12

Kebanyakan logan adalah terjejal (close packed) – yakni, struktur tersebut memuat atom sebanyak mungkin pada volum yang tersedia. Setiap atom pada struktur mengalami 12 sentuhan dari atom tetangganya. Keadaan logam yang seperti ini digambarkan sebagai terkoordinasi 12.

Tiap atom memiliki 6 sentuhan dari atom yang lain pada tiap lapisan.

Dan juga tiga atom yang menyentuhnya pada lapisan diatasnya dan tiga atom yang lain pada lapisan dibawahnya.

Diagram yang kedua tersebut menunjukkan lapisan yang terletak di atas lapisan yang pertama. Lapisan tersebut akan saling berhubungan dengan lapisan dibagian bawahnya. (Keduanya

tersusun dengan cara penempatan yang berbeda dengan lapisan yang ketiga pada struktur terjejal, tetapi hal ini dipelajari pada pembahasan tingkat dasar)

Koordinasi 8

Beberapa logam (khususnya yang terletak pada golongan 1 pada tabel periodik) terjejal kurang efektif, atom-atom logam tersebut hanya memiliki 8 sentuhan atom tetangganya. Inilah yang disebut dengan terkoordinasi 8.

Diagram sebelah kiri menunjukkan bahwa tidak ada atom yang saling bersentuhan satu sama lain pada satu lapisan yang sama. Atom-atom tersebut hanya tersentuh oleh atom pada lapisan di atas dan dibawahnya. Diagram sebelah kanan menunjukkan 8 atom (4 di atas dan 4 di bawah) yang menyentuh atom yang berwarna gelap).

Butiran kristal

Adalah sesuatu hal yang dapat menyesatkan jika mengira bahwa semua atom pada sepotong logam tersusun pada cara yang teratur. Tiap potong logam terdiri dari jumlah “butiran kristal”, yang sangat banyak, yang mana tiap butiran memiliki daerah yang seragam. Pada atom yang terletak pada batas butiran dapat memiliki struktur yang tidak lurus.

Sifat fisik logam

Titik leleh dan titik didih

Logam-logam cenderung memiliki titik leleh dan titik didih yang tinggi karena kekuatan ikatan logam. Kekuatan ikatan berbeda antara logam yang satu dengan logam yang lain tergantung pada jumlah elektron yang terdelokalisasi pada lautan elektron, dan pada susunan atom-atomnya.

Logam-logam golongan 1 seperti natrium dan kalium memiliki titik leleh dan titik didih yang relatif rendah karena tiap atomnya hanya memiliki satu elektron untuk dikontribusikan pada ikatan – tetapi ada hal lain yang menyababkan hal ini terjadi:

Unsur-unsur golongan 1 juga tersusun dengan tidak efektif (terkoordinasi 8), karena itu tidak terbentuk ikatan yang banyak seperti kebanyakan logam.

Unsur-unsur golongan 1 memiliki ukuran atom yang rekatif besar (berarti bahwa inti jauh dari elektron yang terdelokalisasi) yang juga menyebabkan lemahnya ikatan.

Daya hantar listrik

Logam menghantarkan listrik. Elektron yang terdelokalisasi bebas bergerak di seluruh bagian struktur tiga dimensi. Elektron-elektron tersebut dapat melintasi batas butiran kristal. Meskipun susunan logam dapat terganggu pada batas butiran kristal, selama atom saling bersentuhan satu sama lain, ikatan logam masih tetap ada.

Cairan logam juga menghantarkan arus listrik, hal ini menunjukkan bahwa meskipun atom logam bebas bergerak, elektron yang terdelokalisasi masih memiliki daya yang tersisa sampai logam mendidih.

Daya hantar panas

Logam adalah konduktor panas yang baik. Energi panas diteruskan oleh elektron sebagai akibat dari penambahan energi kinetik (hal ini memnyebabkan elektron bergerak lebih cepat). Energi panas ditransferkan melintasi logam yang diam melalui elektron yang bergerak.

Kekuatan dan kemampuan kerja

Sifat dapat ditempa dan sifat dapat diregang

Logam digambarkan sebagai sesuatu yang dapat ditempa (dapat dipipihkan menjadi bentuk lembaran) dan dapat diregang (dapat ditarik menjadi kawat). Hal ini karena kemampuan atom-atom logam untuk menggelimpang antara atom yang satu dengan atom yang lain menjadi posisi yang baru tanpa memutuskan ikatan logam.

Jika tekanan yang kecil dikenakan pada logam, lapisan atom akan mulai menggelimpang satu sama lain. Jika tekanan tersebut dilepaskan lagi, atom-atom tersebut akan kembali pada posisi asalnya. Pada kondisi seperti itu, logam dikatakan menjadi elastis.

Jika tekanan yang lebih besar dikenakan pada logam, atom-atom akan menggelimpang satu sama lain sampai pada posisi yang baru, dan logam berubah secara permanen.

Kekerasan logam

Penggelimpangan lapisan atom antara yang satu dengan yang lain ini dihalangi oleh batas butiran karena baris atom tidak tersusun sebagai mana mestinya. Hal ini mengakibatkan semakin banyak batas butiran (butiran-butiran kristal lebih kecil), menyebabkan logam lebih keras.

Untuk mengimbangi hal ini, karena batas butiran merupakan suatu daerah dimana atom-atom tidak berkaitan dengan baik satu sama lain, logam cenderung retak pada batas butiran. Kenaikan jumlah batas butiran tidak hanya membuat logam menjadi semakin kuat, tetapi juga membuat logam menjadi rapuh.

Pengontrolan ukuran butiran kristal

Jika kamu memiliki bagian logam yang murni, kamu dapat mengontrol ukuran butiran kristal melalui perlakuan panas atau melalui pengerjaan logam.

Pemanasan logam cenderung untuk mengocok atom-atom logam menjadi susunan yang lebih rapi – penurunan jumlah batas butiran, dan juga membuat logam lebih lunak. Pembantingan logam ketika logam tersebut mendingin cenderung untuk memhasilkan butirn yang kecil. Pendinginan membuat logam menjadi keras. Untuk memperbaiki kinerja ini, kamu dapat memanaskannya lagi.

Kamu juga dapat memutuskan susunan yang atom teratur melalui penyisipan atom yang memiliki ukuran sedikit berbeda pada struktur logam. Alloy seperti kuningan (campuran tembaga dan seng) lebih keras dibandingkan logam asalnya karena ketidakteraturan struktur membantu pencegahan barisan atom tergelincir satu sama lain.

Struktur Kovalen Raksasa

Halaman ini menggambarkan struktur dari zat kovalen raksasa seperti intan, grafit dan silikon dioksida (silikon(IV) oksida), dan hubungan antara struktur tersebut dengan sifat fisik dari zat tersebut.

Struktur intan

Struktur kovalen raksasa dari intan

Karbon memiliki susunan elektronik 2,4. Pada intan, tiap atom karbon berbagi elektron dengan empat atom karbon yang lain – membentuk empat ikatan tunggal.

Pada diagram beberapa atom karbon terlihat hanya membentuk dua ikatan (atau bahkan satu ikatan), tetapi hal ini bukanlah kasus yang sebernarnya. Kami hanya menunjukkan sebagian kecil dari struktur secara keseluruhan.

Struktur tersebut merupakan struktur kovalen raksasa – yang mana struktur tersebut terus berlanjut pada struktur tiga dimensi. Struktur ini bukan sebuah molekul, karena jumlah atom yang bergabung pada intan yang sebenarnya sangatlah bervariasi – tergantung pada ukuran kristal.

Bagaimanakah cara menggambarkan struktur intan

Jangan mencoba untuk kelihatan sangat pintar dengan berusaha menggambarkan terlalu banyak struktur! Pelajarilah cara menggambar diagram yang diberikan di atas. Lakukan hal tersebut dengan mengikuti urutan-urutan:

Berlatihlah sampai kamu dapat menggambarkan dengan menggunakan tangan dalam waktu 30 detik.

Sifat fisik intan

Intan

Memiliki titik leleh yang sangat tinggi (hampir 4000°C). Ikatan kovalen karbon-karbon yang sangat kuat pada seluruh struktur harus diputuskan seluruhnya terlebih dahulu sebelum terjadinya pelelehan.

Sangat keras. Sekali lagi hal ini membutuhkan pemutusan ikatan kovalen yang sangat kuat pada struktur 3 dimensi.

Tidak menghantarkan listrik. Semua elektron berikatan dengan sangat rapat antara atom-atomnya, dan elektron-eklektron tersebut tidak dapat bergerak dengan leluasa.

Tidak larut dalam air dan pelarut organik. Dalam hal ini tidak memungkinkan terjadinya dayatarik antara molekul pelarut dan atom karbon yang dapat membongkar dayatarik antara atom-atom karbon yang berikatan secara kovalen.

Struktur grafit

Struktur kovalen raksasa dari grafit

Grafit memiliki struktur lapisan (layer structure) yang sedikit sulit untuk digambarkan secara meyakinkan pada bentuk tiga dimensi. Diagram dibawah ini menunjukkan susunan atom pada tiap lapisan, dan cara lapisan menempati ruang.

Perlu diperhatikan bahwa kamu tidak dapat menggambarkan salah satu sisi lapisan yang tinjau dengan benar pada skala yang tepat sama seperti atom pada suatu bagian lapisan atau bagian lapisan yang lain dari diagram yang ditampilkan atau dibatasi.

Pada kasus seperti itu, adalah suatu hal yang penting untuk memberikan beberapa ide mengenai jarak yang terlibat. Jarak antar lapisan kurang lebih 2,5 kali dari jarak antara atom pada tiap lapisan.

Lapisan, tentunya, terdiri dari jumlah atom yang sangat banyak – tidak hanya beberapa atom seperti yang ditampilkan pada diagram.

Kamu mungkin membantah bahwa karbon dapat membentuk empat ikatan kovalen karena karbon memiliki empat elektron yang tidak berpasangan, yang mana pada diagram hanya terlihat membentuk tiga ikatan dengan atom karbon tetangganya. Diagram ini merupakan suatu bentuk penyedarhanaan, dan cenderung lebih menonjolkan susunan atom-atom dibandingkan dengan ikatan yang terbentuk.

Ikatan pada grafit

Tiap atom karbon menggunakan tiga elektron yang dimilikinya untuk membentuk ikatan yang sederhana pada tiga atom karbon tetangga terdekatnya. Keadaan seperti ini membiarkan elektron keempat berada pada tingkat ikatan. "Cadangan" elektron pada tiap atom karbon tersebut menjadi terdelokalisasi pada seluruh bagian lembaran atom pada satu lapisan. Cadangan elektron tersebut tidak berhubungan secara langsung dengan pasangan atom tertentu, tetapi elektron tersebut bebas mengembara melintasi seluruh bagian lembaran atom.

Sesuatu hal yang penting bahwa elektron yang terdelokalisasi tersebut bebas bergerak ke bagian mana saja pada lembaran atom – iap elektron tidak terpaku pada atom karbon tertentu. Keadaan ini, bagaimanapun, tidak terjadi kontak secara langsung antara elektron yang terdelokalisasi pada suatu lembaran atom tertentu dengan elektron yang lain pada lembaran atom tetangganya.

Atom-atom yang terletak pada suatu lembaran berikatan satu sama lain melalui ikatan kovalen yang kuat – lebih kuat, pada faktanya, dibandingkan dengan ikatan pada intan karena adanya tambahan kekuatan ikatan yang disebabkan oleh elektron yang terdelokalisasi. Jadi bagaimana dengan lembaran-lembaran yang berikatan satu sama lain?

Pada grafit kamu memiliki contoh gaya dispersi van der Waals yang sangat istimewa. Selama elektron yang terdelokalisasi bergerak di seluruh bagian lembaran atom, dipol sesaat yang sangat besar dapat terbentuk dimana dipol sesaat ini akan menyebabkan dipol yang berlawanan pada lembaran-lembaran atom di atas dan dibawahnya – dan tentunya keadaan seperti ini terjadi pada seluruh bagian kristal grafit.

Sifat fisik grafit

Grafit

Memiliki titik leleh tinggi, sama seperti intan. Untuk melelehkan grafit, tidak hanya cukup memisahkan salah satu lembaran atom dari lembaran atom yang lainnya. Kamu harus memutuskan seluruh ikatan kovalen yang terdapat pada seluruh bagian struktur grafit.

Memiliki sifat lunak, terasa licin, dan digunakan pada pensil dan sebagai pelumas kering seperti pada kunci. Kamu dapat berfikir bahwa grafit kurang lebih seperti tumpukan kartu – tiap kartu kuat, tetapi kartu akan saling bergeser satu sama lain, atau akan merosot secara keseluruhan. Ketika kamu menggunakannya sebagai pensil, lembaran atom digosokkan dan menempel pada kertas.

Memiliki kerapatan yang lebih rendah dibandingkan intan. Hal ini disebabkan karena terdapat ruangan dalam jumlah yang relatif banyak yang mana ruangan tersebut merupakan "sampah" di antara lembaran-lembaran atom.

Tidak larut dalam air dan pelarut organik – dengan alasan yang sama seperti intan yang tidak larut. Dayatarik antara molekul pelarut dan atom karbon tidak akan pernah cukup kuat untuk melampaui ikatan kovalen yang kuat pada grafit.

Menghantarkan listrik. Elektron yang terdelokalisasi bebas bergerak di seluruh bagian lembaran atom. Jika setiap bagian grafit terhubung pada suatu sirkuit, elektron akan dapat

berpindah dari ujung lembaran dan dapat digantikan oleh elektron yang baru pada ujung yang lain.

Struktur silikon dioksida, SiO2

Silikon dioksida juga dikenal sebagai silikon(IV) oksida.

Struktur kovalen raksasa dari silikon dioksida

Terdapat tiga bentuk kristal silikon dioksida yang berbeda. Salah satu yang paling mudah diingat dan digambarkan adalah struktur yang berdasarkan pada struktur intan.

Silikon kristalin memiliki struktur yang sama dengan intan. Untuk mengubahnnya menjadi struktur silikon dioksida, sesuatu hal yang kamu perlukan adalah memodifikasi struktur silikon melalui penambahan beberapa atom oksigen.

Dengan catatan bahwa setiap atom silikon dijembatani ke atom silikon tetangganya dengan atom oksigen. Jangan lupa bahwa struktur ini hanya sebagian kecil dari keseluruhan struktur raksasa pada bentuk tiga dimensi.

Sifat fisik silikon dioksida

Silikon dioksida

Memiliki titik leleh yang tinggi – sangat bervariasi tergantung pada penyusun strukturnya (harus diingat bahwa struktur yang diberikan hanya salah satu dari tiga kemungkinan struktur), tetapi sekitar 1700°C. Ikatan kovalen silikon-oksigen yang sangat kuat harus diputuskan di seluruh bagian struktur sebelum pelelehan terjadi.

Keras. Karena itu dibutuhkan pemutusan ikatan kovalen yang sangat kuat. Tidak menghantarkan listrik. Tidak terdapat elektron yang terdelokalisasi. Semua

elektron terikat dengan kuat diantara atom-atomnya, dan tidak bebas bergerak. Tidak larut dalam air dan pelarut organik. Tidak terdapat dayatarik yang memungkinkan

antara molekul pelarut dan atom silikon atau oksigen yang dapat melampaui kekuatan ikatan kovalen pada struktur raksasa.

Struktur Elektronik Ion

Halaman ini mengeksplorasi tentang bagaimana cara supaya kamu dapat menuliskan struktur elektronik untuk ion-ion monoatomik sederhana (ion-ion yang hanya mengandung satu atom saja) dengan menggunakan notasi s, p, dan d. Cara penulisan struktur elektronik ion ini mengasumsikan bahwa kamu sudah mengerti tentang bagaimana cara menuliskan struktur elektronik untuk atom.

Penyusunan struktur elektronik ion

Ion merupakan atom (atau golongan atom) yang membawa sebuah muatan listrik karena ion tersebut memeperoleh atau kehilangan satu atau lebih elektron. Jika sebuah atom memperoleh elektron maka atom tersebut mendapatkan sebuah muatan negatif. Jika kehilangan elektron, maka atom tersebut menjadi bermuatan positif.

Struktur elektronik ion blok-s dan blok-p

Tuliskan struktur elektronik untuk atom netral, dan kemudian tambahkan elektron (untuk ion negatif) atau kurangi elektron (untuk ion positif).

Penulisan struktur elektronik untuk Cl -:

Cl 1s22s22p63s23px23py

23pz1 tetapi Cl- kehilangan satu buah elektron

Cl- 1s22s22p63s23px23py

23pz2

Penulisan struktur elektronik untuk O2-:

O 1s22s22px22py

12pz1 tetapi O2- kehilangan dua buah elektron

O2- 1s22s22px22py

22pz2

Penulisan struktur elektronik untuk Na+:

Na 1s22s22p63s1 tetapi Na+ kekurangan satu buah elektronNa+ 1s22s22p6

Penulisan struktur elektronik untuk Ca2+:

Ca 1s22s22p63s23p64s2 tetapi Ca2+ kekurangan dua buah elektron

Ca2+ 1s22s22p63s23p6

Struktur elektronik ion blok-d

Di sini kamu dihadapkan pada salah satu fakta yang paling menjengkelkan dalam A’level chemistry! Kamu dapat mengingat kembali bahwa urutan unsur-unsur transisi yang pertama (dari skandium sampai seng) merupakan hasil pengisian orbital-orbital 3d terlebih dahulu setelah pengisian orbital-orbital 4s.

Bagaimanapun, sekali elektron menempati orbitalnya, maka terjadi perubahan tingkat energi – dan pada semua sifat kimia unsur-unsur transisi, orbital 4s berkedudukan sebagai orbital paling luar, orbital yang memiliki energi paling tinggi. Urutan yingkat orbital 3d dan 4s hanya digunakan untuk pengisian atom pada tempat pertama. Dalam segala hal, elektron 4s merupakan elektron yang harus diperhatikan terlebih dahulu.

Kamu harus mengingat hal ini:

Ketika unsur-unsur blok-d membentuk ion, elektron-elektron 4s menghilang terlebih dahulu.

Untuk mengingatkan kamu tentang hal tersebut, penyusunan struktur ion blok-d tidak berbeda dari penyusunan struktur, katakanlah, ion natrium.

Penulisan struktur elektronik untuk Cr3+:

Cr 1s22s22p63s23p63d54s1

Cr3+ 1s22s22p63s23p63d3

Elektron 4s menghilang terlebih dahulu diikuti oleh dua elektron 3d.

Penulisan struktur elektronik untuk Zn2+:

Zn 1s22s22p63s23p63d104s2

Zn2+ 1s22s22p63s23p63d10

Kali ini tidak menggunakan elektron 3d satu pun.

Penulisan struktur elektronik untuk Fe3+:

Fe 1s22s22p63s23p63d64s2

Fe3+ 1s22s22p63s23p63d5

Elektron 4s menghilang terlebih dahulu diikuti oleh satu elektron 3d.

Aturannya sangatlah sederhana. Ambil elektron 4s terlebih dahulu, dan kemudian ambil elektron 3d sebanyak yang kamu perlukan untuk menghasilkan muatan positif yang benar.

Ikatan Antarmolekul – Ikatan Hidrogen

Halaman ini menjelaskan asal mula ikatan hidrogen – dayatarik antarmolekul yang terbentuk relatif kuat.

Keterangan untuk ikatan hidrogen

Terdapat banyak unsur yang membentuk senyawa dengan hidrogen – ditunjuk sebagai “hidrida”. Jika kamu mem-plot-kan titik didih hidrida unsur golongan 4, kamu akan menemukan bahwa titik didih tersebut naik seiring dengan menurunnya letak unsur pada golongan.

Kenaikan titik didih terjadi karena molekul memperoleh lebih banyak elektron, dan karena itu kekuatan dispersi van der Walls menjadi lebih besar.

Jika kamu mengulangi hal yang sama untuk hidrida golongan 5, 6, 7 sesuatu yang aneh terjadi.

Meskipun secara umum kecenderungannya sama persis dengan yang terjadi pada golongan 4 (dengan alasan yang sama), titik didih hidrida unsur pertama pada tiap golongan melonjak tinggi secara tidak normal.

Pada kasus NH3, H2O dan HF seharusnya terjadi penambahan gaya dayatarik antarmolekul, yang secara signifikan memerlukan energi kalor untuk memutuskannya. Gaya antarmolekul yang relatif kuat ini digambarkan dengan ikatan hidrogen.

Asal mula ikatan hidrogen

Molekul-molekul yang memiliki kelebihan ikatan adalah:

Catatan: Garis yang tebal menunjukkan ikatan berada pada bidang atau pada kertas. Ikatan putus-putus mengarah ke belakang bidang atau kertas berarti menjauh dari kamu, dan bentuk baji (wedge-shaped) mengarah ke arah kamu.

Harus diperhatikan bahwa tiap molekul tersebut:

Hidrogen tertarik secara langsung pada salah satu yang unsur yang paling elektronegatif, menyababkan hidrogen memperoleh jumlah muatan positif yang signifikan

Tiap-tiap unsur yang mana hidrogen tertarik padanya tidak hanya negatif secara signifikan, tetapi juga memiliki satu-satunya pasangan mandiri yang “aktifâ€. �

Pasangan mandiri pada tingkat-2 memiliki elektron yang dikandungnya pada volume ruang yang relatif kecil yang mana memiliki densitas yang tinggi muatan negatif. Pasangan mandiri pada tingkat yang lebih tinggi lebih tersebar dan tidak terlalu atraktif pada sesuatu yang positif.

Mempertimbangkan dua molekul air yang datang bersamaan.

Hidrogen + tertarik dengan kuat pada pasangan mendiri yang mana hampir sama jika kamu memulai untuk membentuk ikatan koordinasi (kovalen dativ). Hal ini tidak terjadi sejauh itu, tetapi dayatarik lebih kuat dibandingkan dayatarik dipol-dipol yang biasa.

Ikatan hidrogen memiliki kekuatan sepersepuluh rata-rata ikatan kovalen, dan secara konstan diputushubungkan pada molekul air. Jika kamu mengibaratkan ikatan kovalen antara oksigen dan hidrogen sebagai hubungan pernikahan yang stabil, ikatan hidrogen hanya berstatus “teman yang baikâ€. Pada skala yang sama, dayatarik van der Waals hanya menunjukkan perkenalan �belaka!

Air sebagai contoh “sempurna” ikatan hidrogen

Harus diperhatikan bahwa tiap molekul air dapat berpotensi membentuk empat ikatan hidrogen dengan molekul air disekelilingnya. Terdapat jumlah hidrogen + yang pasti dan pasangan mandiri karena itu tiap masing-masing molekul air dapat terlibat dalam ikatan hidrogen.

Hal inilah yang menjadi sebab kenapa titik didih air lebih tinggi dibandingkan amonia atau hidrogen fluorida. Pada kasus amonia, jumlah ikatan hidrogen dibatasi oleh fakta bahwa tiap atom nitrogen hanya mempunyai satu pasang elektron mandiri. Pada golongan molekul amonia, tidak terdapat cukup pasangan mandiri untuk mengelilinginya untuk memuaskan semua hidrogen.

Pada hidrogen fluorida, masalah yang muncul adalah kekurangan hidrogen. Pada molekul air, hal itu terpenuhi dengan baik. Air dapat digambarkan sebagai sistem ikatan hidrogen yang “sempurna”.

Contoh yang lebih kompleks dari ikatan hidrogen

Hidrasi ion negatif

Ketika sebuah substansi ionik dialrutkan dalam air, molekul air berkelompok disekeliling ion yang terpisah. Proses ini disebut hidrasi.

Air seringkali terikat pada ion positif melalui ikatan koordinasi (kovalen dativ). Air berikatan dengan ion negatif menggunakan ikatan hidrogen

Diagram menunjukkan potensi terbentuknya ikatan hidrogen pada ion klorida, Cl-. Meskipun pasangan mandiri pada ion klor terletak pada tingkat-3 dan secara normal tidak akan cukup aktif utnuk membentuk ikatan hidrogen, pada kasus ini mereka terbentuk lebih atraktif melalui muatan negatif penuh pada klor.

Meskipun ion negatif rumit, hal itu akan selalu menjadi pasangan mandiri yang mana atom hidrogen dari molekul air dapat membentuk ikatan hidrogen juga.

Ikatan hidrogen pada alkohol

Alkohol adalah molekul organik yang mengandung gugus -O-H.

Setiap molekul yang memiliki atom hidrogen tertarik secara langsung ke oksigen atau nitrogen adalah ikatan hidrogen yang cakap. Seperti molekul yang akan selalu memiliki titik didih yang tinggi dibandingkan molekul yang berukuran hampir sama yang mengandung gugus -O-H atau -N-H. Ikatan hidrogen membuat molekul lebih melekat (stickier), dan memerlukan lebih banyak energi kalor untuk memisahkannya.

Etanol, CH3CH2-O-H, dan metoksimetana, CH3-O-CH3, keduanya memiliki rumus molekul yang sama, C2H6O.

Keduanya memiliki jumlah elektron yang sama, dan panjang molekul yang sama. Dayatarik van der Waals (baik antara gaya dispersi dan dayatarik dipol-dipol) pada keduanya akan sama.

Bagaimanapun, etanol memiliki atom hirogen yang tertarik secara langsung pada oksigen – dan oksigen tersebut masih memiliki dua pasangan mandiri seperti pada molekul air. Ikatan hidrigen dapat terjadi antara molekul etanol, meskipun tidak seefektif pada air. Ikatan hidrogen terbatas oleh fakta bahwa hanya ada satu atom hidrogen pada tiap molekul etanol dengan cukup muatan +.

Pada metoksimetana, pasangan mandiri pada oksigen masih terdapat disana, tetapi hidrogen tidak cukup + untuk pembentukan ikatan hidrogen. Kecuali pada beberapa kasus yang tidak biasa, atom hidrogen tertarik secara langsung pada atom yang sangat elektronegatif untuk menjadikan ikatan hidrogen.

Titik didih etanol dan metoksimetana menunjukkan pengaruh yang dramatis bahwa ikatan hidrogen lebih melekat pada molekul etanol:

etanol (dengan ikatan hidrogen) 78.5°Cmetiksimetana (tanpa ikatan hidrogen) -24.8°C

Ikatan hidrogen pada etanol menghasilkan titik didih sekitar 100°C.

Sangat penting untuk merealisasikan bahwa ikatan hidrogen eksis pada penambahan (in addition) dayatarik van der Waals. Sebagai contoh, semua molekul berikut ini mengandung jumlah elektron yang sama, dan dua yang pertama memiliki panjang yang sama. Titik didih yang paling tinggi butan-1-ol berdasarkan pada penambahan ikatan hidrogen.

Dengan membandingkan dua alkohol (yang mengandung gugus -O-H), kedua titik didih adalah tinggi karena penambahan ikatan hidrogen berdasarkan pada tertariknya hidrogen secara langsung pada oksigen ? tetapi sebenarnya tidak sama.

Titik didih 2-metilproan-1-ol tidak cukup tinggi seperti butan-1-ol karena percabangan pada molekul menjadikan dayatarik van der Waals kurang efektif dibandingkan pada butan-1-ol yang lebih panjang.

Ikatan hidrogen pada molekul organik yang mengandung nitrogen

Ikatan hidrogen juga terjadi pada molekul organik yang mengandung gugus N-H – pendeknya terjadi juga ada amonia. Contohnya adalah molekul sederhana seperti CH3NH2 (metilamin) sampai molekul yang panjang seperti protein dan DNA.

Dua untai double helix yang terkenal pada DNA berikatan satu sama lain melalui ikatan hidrogen antara atom hidrogen yang tertarik oleh nitrogen pada salah satu untai, dan pasangan mandiri pada nitrogen atau oksigen yang lain yang terletai pada untai yang lain

Ikatan Antarmolekul – Gaya Van der Waals

Halaman ini menjelaskan asal mula terbentuknya dua dayatarik antarmolekul yang paling lemah – gaya dispersi van der Waals dan dayatarik dipol-dipol.

Apakah dayatarik antarmolekul itu?

Ikatan antarmolekul versus ikatan intramolekul

Dayatarik antarmolekul adalah dayatarik yang terjadi antara suatu molekul dan molekul tetangganya. Gaya tarik yang mengikat molekul secara tersendiri (sebagai contoh, ikatan kovalen) dikenal dengan dayatarik intramolekul. Dua kata tersebut membingungkan yang mana untuk lebih amannya membuang salah satu diantaranya dan tidak digunakan lagi. Istilah “intramolekul” tidak akan digunakan lagi pada bagian ini.

Semua molekul mengalami dayatarik antarmolekul, meskipun pada beberapa kasus dayatarik yang terjadi sangatlah lemah. Pada gas seperti hidrogen, H2. Jika kamu memperlambat gerak molekul melalui pendinginan, dayatarik cukup besar bagi molekul untuk tetap bersama sampai pada akhirnya membentuk cairan dan kemudian padatan.

Pada kasus hidrogen dayatarik sangat lemah yang mana molekul membutuhkan pendinginan sampai 21 K (-252°C) sebelum dayatarik cukup kuat untuk mengkondensasi hidrogen menjadi cairan. Dayatarik antarmolekul yang dimiliki oleh helium lebih lemah – molekul tidak ingin tetap bersama untuk membentuk cairan sampai temperatur menurun sampai 4 K (-269°C).

Gaya van der Waals: gaya dispersion

Gaya dispersi (salah satu tipe dari gaya van der Waals adalah yang kita setujui pada halaman ini) yang juga dikenal dengan “gaya London” (dinamakan demikian setelah Fritz London mengusulkan untuk pertama kalinya).

Asal mula gaya dispersi van der Waals

Dipol-dipol yang berubah-ubah sementara

Dayatarik yang ada di alam bersifat elektrik. Pada molekul yang simetris seperti hidrogen, bagaimanapun, tidak terlihat mengalami distorsi secara elektrik untuk menghasilkan bagian positif atau bagian negatif. Akan tetapi hanya dalam bentuk rata-rata.

Diagram dalam bentuk lonjong (the lozenge-shaped) menggambarkan molekul kecil yang simetris – H2, boleh jadi, atau Br2. Tanda arsir menunjukkan tidak adanya distorsi secara elektrik.

Akan tetapi elektron terus bergerak, serta merta dan pada suatu waktu elektron tersebut mungkin akan ditemukan di bagian ujung molekul, membentuk ujung -. Pada ujung yang lain sementara akan kekurangan elaktron dan menjadi +.

Catatan: (dibaca “delta”) berarti “agak” (slightly) – karena itu + berarti “agak positif”.

Kondisi yang terakhir elektron dapat bergerak ke ujung yang lain, membalikkan polaritas molekul.

“Selubung lingkarang” yang konstan dari elektron pada molekul menyebabkan fluktuasi dipol yang cepat pada molekul yang paling simetris. Hal ini terjadi pada molekul monoatomik – molekul gas mulia, seperti helium, yang terdiri dari atom tunggal.

Jika kedua elektron helium berada pada salah satu sisi secara bersamaan, inti tidak terlindungi oleh elektron sebagaimana mestinya untuk saat itu.

Dipol-dipol sementara yang bagaimana yang membemberikan kenaikan dayaarik antarmolekul

Bayangkan sebuah molekul yang memiliki polaritas sementara yang didekati oleh salah satu yang terjadi menjadi termasuk non-polar hanya saat itu saja. (kejadian yang tidak disukai, tetapi hal ini menjadikan diagram lebih mudah digambarkan! Pada kenyataannya, satu molekul lwbih menyukai memiliki polaritas yang lebih besar dibandingkan yang lain pada saat seperti itu – dan karena itu akan menjadi yang paling dominan).

Seperti molekul yang ditemukan pada bagian kanan, elektronnya akan cenderung untuk ditarik oleh ujung yang agak positif pada bagian sebelah kiri.

Hal ini menghasilkan dipol terinduksi pada penerimaan molekul, yang berorientasi pada satu cara yang mana ujung + ditarik ke arah ujung – yang lain.

Pada kondisi yang terakhir elektron pada bagian kiri molekul dapat bergerak ke ujung yg lain. Pada saat terjadi hal ini, meraka akan menolak elektron pada bagian kanan yang satunya.

Polaritas kedua molekul adalah berkebalikan, tetapi kamu masih memiliki yang + tertarik -. Selama molekul saling menutup satu sama lain polaritas akan terus berfluktuasi pada kondisi yang selaras karena itu dayatarik akan selalu terpelihara.

Tidak ada alasan kenapa hal ini dibatasi pada dua molekul. Selama molekul saling mendekat pergerakan elektron yang selaras dapat terjadi pada molekul yang berjumlah sangat banyak.

Diagram ini menunjukkan bagaimana cacat secara keseluruhan dari molekul yang berikatan secara bersamaan pada suatu padatan dengan menggunakan gaya van der Waals. Pada kondisi yang terakhir, tentunya, kamu akan menggambarkan susunan yang sedikit berbeda selama meraka terus berubah – tetapi tetap selaras.

Kekuatan gaya dispersi

Gaya dispersi antara molekul-molekul adalah lebih lemah dibandingkan dengan ikatan kovalen diantara molekul. Hal ini tidak memungkinkan untuk memberikan harga yang eksak, karena ukuran dayatarik bervariasi sekali dengan ukuran dan bentuk molekul.

Seberapa jauh ukuran molekul memperngaruhi kekuatan ikatan daya dispersi

Titik didih gas mulia adalah

helium -269°Cneon -246°Cargon -186°Ckripton -152°Cxenon -108°Cradon -62°C

Semua unsur tersebut berada pada molekul monoatomik.

Alasan yang mendasari bahwa titik didih meningkat sejalan dengan menurunnya posisi unsur pada golongan adalah kenaikan jumlah elektron, dan juga tentunya jari-jari atom. Lebih banyak elektron yang kamu miliki, dan lebih menjauh sejauh mungkin, yang paling besar memungkikan dipol sementara terbesar dan karena itu gaya dispersi paling besar.

Karena dipol sementara lebih besar, molekul xenon lebih melekat (stickier) dibandingkan dengan molekul neon. Molekul neon akan berpisah satu sama lain pada temperatur yang lebih rendah dibandingkan molekul xenon – karena itu neon memiliki titik didih yang lebih rendah.

Hal ini adalah suatu alasan (semua yang lainnya sebanding) molekul yang lebih besar memiliki lebih banyak elektron dan lebih menjauh dari dipol sementara yang dapat dihasilkan – dan karena itu molekul yang lebih besar lebih melekat.

Seberapa jauh bentuk molekul mempengaruhi kekuatan gaya dispersi

Ukuran molekul juga begitu. Molekul yang panjang kurus dapat menghasilkan dipol sementara yang lebih besar berdasarkan pada pergerakan elektronnya dibandingkan molekul pendek gemuk yang mengandung jumlah elektron yang sama.

Molekul yang panjang kurus juga dapat lebih dekat satu sama lain – dayatarik meraka lebih efektif jika molekul-molekulnya benar-benar tertutup.

Sebagai contoh, molekul hidrokarbon butana dan 2-metilpropan keduanya memiliki rumus molekul C4H10, tetapi atom-atom disusun berbeda. Pada butana atom karbon disusun pada rantai tunggal, tetapi 2-metilpropan memiliki rantai yang lebih pendek dengan sebuah cabang.

Butana memiliki titik didih yang lebih tinggi karena gaya dispersinya lebih besar. Molekul yang lebih panjang (dan juga menghasilkan dipol sementara yang lebih besar) dapat lebih berdekatan dibandingkan molekul yang lebih pendek dan lebih gemuk 2-metilpropan.

Gaya van der Waals: interaksi dipol-dipol

Molekul seperti HCl memiliki dipol permanen karena klor lebih elektronegatif dibandingkan hidrogen. Kondisi permanen ini, pada saat pembentukan dipol akan menyebabkan molekul saling tarik menarik satu sama lain lebih dari yang meraka bisa lakukan jika hanya menyandarkan pada gaya dispersi saja.

Hal ini sangat penting untuk merealisasikan bahwa semua molekul mengalami gaya dispersi. Interaksi dipol-dipol bukan suatu alternatif gaya dispersi – penjumlahannya. Molekul yang memiliki dipol permanen akan memiliki titik didih yang lebih tinggi dibandingkan dengan molekul yang hanya memiliki dipol yang berubah-ubah secara sementara.

Agak mengherankan dayatarik dipol-dipol agak sedikit dibandingkan dengan gaya dispersi, dan pengaruhnya hanya dapat dilihat jika kamu membandingkan dua atom dengan jumlah elektron yang sama dan ukuran yang sama pula. Sebagai contoh, titik didih etana, CH3CH3, dan fluorometana, CH3F adalah:

Kenapa dipilih dua molekul tersebut untuk dibandingkan? Keduanya memiliki jumlah elektron yang identik, dan jika kamu membuat model kamu akan menemukan bahwa ukurannya hampir sama – seperti yang kamu lihar pada diagram. Hal ini berarti bahwa gaya dispersi kedua molekul adalah sama.

Titik didih fluorometana yang lebih tinggi berdasarkan pada dipol permanen yang besar yang terjadi pada molekul karena elektronegatifitas fluor yang tinggi. Akan tetapi, walaupun memberikan polaritas permanen yang besar pada molekul, titik didih hanya meningkat kira-kira

10°.°.

Berikut ini contoh yang lain yang menunjukkan dominannya gaya dispersi. Triklorometan, CHCl3, merupakan molekul dengan gaya dispersi yang tinggi karena elektronegatifitas tiga klor. Hal itu menyebabkan dayatarik dipol-dipol lebih kuat antara satu molekul dengan tetangganya.

Dilain pihak, tetraklorometan, CCl4, adalah non polar. Bagian luar molekul tidak seragam - in pada semua arah. CCl4 hanya bergantung pada gaya dispersi

Karena itu manakah yang memiliki titik didih yang lebih tinggi? CCl4 tentunya, karena CCl4 molekulnya lebih besar dengan lebih banyak elektron. Kenaikan gaya dispersi lebih dari sekedar menggantikan untuk kehilangan interaksi dipol-dipol.

Titik didihnya adalah:

CHCl3 61.2°CCCl4 76.8°C

Ikatan Logam

Halaman ini memperkenalkan ikatan yang terjadi pada logam. Halaman ini menjelaskan bagaimana munculnya ikatan logam dan kenapa ikatan tersebut kekuatannya bervariasi dari logam yang satu dengan logam yang lain.

Apakah ikatan logam itu?

Ikatan logam pada natrium

Logam cenderung memiliki titik leleh dan titik didih yang tinggi sehingga memberikan kesan kuatnya ikatan yang terjadi antara atom-atomnya. Secara rata-rata logam seperti natrium (titik leleh 97.8°C) meleleh pada suhu yang sangat jauh lebih tinggi dibanding unsur (neon) yang mendahuluinya pada tabel periodik.

SNatrium memiliki struktur elektronik 1s22s22p63s1. Ketika atom-atom natrium datang secara bersamaan, elektron pada orbital atom 2s dari satu atom natrium membagi ruang dengan elektron yang bersesuaian pada atom tetangganya untuk membentuk sebuah orbital molekul ? kebanyakan sama atau serupa dengan cara pembentukan ikatan kovalen.

Perbedaannya, bagaimanapun, tiap atom natrium tersentuh oleh delapan atom natrium yang lainnya ? dan terjadi pembagian (sharing) antara atom tengah dan orbital 3s di semua delapan atom yang lain. Dan tiap atom yang delapan ini disentuh oleh delapan atom natrium, yang kesemuanya disentuh oleh delapan atom natrium, terus dan terus sampai kamu memperoleh seluruh atom dalam bongkahan natrium.

Semua orbital 3s dalam semua atom saling tumpang tindih untuk memberikan orbital molekul dalam jumlah yang sangat banyak yang memeperluas keseluruhan tiap bagian logam. Terdapat jumlah orbital molekul yang sangat banyak, tentunya, karena tiap orbital hanya dapat menarik dua elektron.

Elektron dapat bergerak dengan leluasa diantara orbital-orbital molekul tersebut, dan karena itu tiap elektron manjdi terlepas dari atom induknya. Elektron tersebut disebut terdelokalisasi. Logam terikat bersamaan melalui kekuatan dayatarik yang kuat antara inti positif dengan elektron yang terdelokalisasi.

Hal ini kadang-kandang dilukisakan sebagai "susunan inti positif di lautan elektron".

Jika kamu menggunakan tinjauan ini, hati-hati! Apakah logam merupakan atom atau ion? Jawabannya adalah logam merupakan atom.

Setiap pusat positif pada diagram menggambarkan sisa atom yang terlepas dari elektron terluar, tetapi elektron tersebut tidak menghilang – ini mungkin tidak termasuk tambahan pada atom yang istimewa, tetapi pusat positif tetap berada dalam struktur. Karena itu logam natrium ditulis dengan Na – bukan Na+.

Ikatan logam pada magnesium

Jika kamu menyusun argumentasi yang sama dengan magnesium, kamu akhirnya akan memperoleh ikatan yang lebih kuat dan tentunya titik leleh yang lebih tinggi.

Magnesium memiliki struktur elektronik terluar 3s2. Diantara elektro-elektronnya terjadi delokalisasi, karena itu "lautan" yang ada memiliki kerapatan dua kali lipat daripada yang terdapat pada natrium. Sisa "ion" juga memiliki muatan dua kali lipat (jika kamu menggunakan tinjauan ikatan logam) dan tentunya akan terjadi dayatarik yang lebih banyak antara "ion" dan "lautan".

Lebih realistis, tiap atom magnesium memiliki satu proton lebih banyak pada intinya dibandingkan yang dimiliki oleh natrium, dan karena itu tidak hanya akan terdapat jumlah elektron yang terdelokalisasi tetapi juga akan terjadi lebih banyak dayatarik yang terjadi diantara mereka.

Atom-atom magnesium memiliki jari-jari yang sedikit lebih kecil dibandingkan atom-atom natrium dan karena itu elektron yang terdelokalisasi lebih dekat ke inti. Tiap atom magnesium juga memiliki 12 atom terdekat dibandingkan delapan yang dimiliki natrium. Faktor-faktor inilah yang meningkatkan kekuatan ikatan secara lebih lanjut.

Ikatan logam pada unsur-unsur transisi

Logam transisi cenderung memiliki titik leleh dan titik didih yang tinggi. Alasannya adalah logam transisi dapat melibatkan elektron 3d yang ada dalam kondisi delokalisasi seperti elektron pada 4s. Lebih banyak elektron yang dapat kamu libatkan, kecenderungan dayatarik yang lebih kuat akan kamu peroleh.

Ikatan logam pada leburan logam

Pada leburan logam, ikatan logam tetap ada, meskipun susunan strukturnya telah rusak. Ikatan logam tidak sepernuhnya putus sampai logam mendidih. Hal ini berarti bahwa titik didih merupakan penunjuk kekuatan ikatan logam dibandingkan dengan titik leleh. Pada saat meleleh, ikatan menjadi longgar tetapi tidak putus

Bentuk-bentuk Molekul dan Ion

Halaman ini menjelaskan bagaimana caranya menyusun bentuk molekul dan ion yang hanya mengandung ikatan tunggal.

Teori tolakan pasangan elektron

Bentuk molekul dan ion ditentukan oleh penataan pasangan elektron disekeliling atom pusat. Semua yang kamu butuhkan untuk menyusunnya adalah seberapa banyak pasanganelektron yang berada pada tingkat ikatan, dan kemudian tertatanya untuk menghasilkan jumlah tolakan minimum antara pasangan elektron. Kamu juga perlu memasukkan pasangan elektron ikatan dan pasangan elektron mandiri.

Bagaimana cara menyusun jumlah pasangan elektron

Kamu dapat melakukannya dengan menggambar titik-silang, atau dengan menyusun atom-atom dengan menggunakan elektron dalam kotak dan mengkhawatirkan tentang promosi, hibridisasi dan yang lainnya. Akan tetapi hal ini sangat membosankan! Kamu dapat memperoleh informasi yang sama dengan tepat dengan cara yang lebih mudah dan cepat untuk contoh-contoh yang akan kamu temukan.

Hal pertama yang perlu kamu susun adalah seberapa banyak elektron yang terdapat pada sekeliling atom pusat:

Tuliskan jumlah elektron pada tingkat terluar dari atom pusat. Hal ini akan sama dengan nomor grup pada tabel periodik, kecuali pada kasus gas mulia yang membentuk senyawa, ketika jumlah elektron terluar menjadi delapan.

Tambahkan satu elektron untuk tiap ikatan yang terbentuk. (Hal ini diperbolehkan untuk elektron yang berasal dari atom yang lain).

Berikan muatan untuk tiap ion. Sebagai contoh, jika ion memiliki muatan 1-, tambahkan satu kelebihan elektron. Untuk muatan 1+, hilangkan satu elektron

Sekarang susun seberapa banyak pasangan elektron ikatan dan pasangan elektron mandiri yang ada:

Dengan membagi dua untuk menemukan jumlah total pasangan elektron disekeliling atom pusat.

Susun seberapa banyak pasangan ikatan, dan seberapa banyak pasangan elektron mandiri. Kamu tahu seberapa banyak pasangan elektron ikatan yang ada karena kamu mengetahui seberapa banyak atom yang lain yang bergabung dengan atom pusat (dengan asumsi bahwa hanya terbentuk ikatan tunggal).

Sebagai contoh, jika kamu mempunyai 4 pasangan elektron tetapi hanya terdapat 3 ikatan, hal itu harus ada 1 pasangan elektron mandiri selain tiga pasangan elektron ikatan

Akhirnya, kamu dapat menggunakan informasi ini untuk menyusun bentuk molekul atau ion:

Susunlah semua pasangan elektron pada jarak yang mengalami tolakan minimum. Bagaimana caranya melakukan hal ini akan menjadi jelas pada contoh-contoh berikut.

Dua pasangan elektron disekeliling atom pusat

Kasus yang paling sederhana adalah berilium klorida, BeCl2. Perbedaan elektronegatifitas antara berilium dan klor tidak cukup untuk menghasilkan pembentukan ion.

Berilium memiliki dua elektron terluar karena terletak pada golongan dua. Berilium membentuk ikatan kepada dua klor, tiap atom klor menambhkan elektron yang lain ke tingkat terluar dari berilium. Tidak terdapat muatan ionik yang perlu ditakutkan, karena itu terdapat 4 elektron yang bersama-sama – 2 pasang.

Hal ini membentuk 2 ikatan dan karena itu tidak terdapat pasangan elektron mandiri. Dua pasangan ikatan tertata dengan sendirinya pada sudut 180o satu sama lain, karena hal ini sebagai yang paling jauh yang dapat mereka capai. Molekul digambarkan dengan linear.

Tiga pasangan elektron disekeliling atom pusat

Kasus yang paling sederhana adalah BF3 atau BCl3.

Boron terletak pada golongan 3, karena itu dimulai dengan 3 elektron. Tidak terdapat muatan, karena itu totalnya 6 elektron – 3 pasang.

Karena boron membentuk 3 ikatan maka tidak terdapat pasangan elektron mandiri. Tiga pasang ikatan tertata dengan sendirinya sejauh mungkin. Semuanya terletak dalam suatu bidang yang memiliki sudut 120° satu sama lain. Susunan seperti ini disebut trigonal planar.

Pada diagram, elektron yang lain pada fluor dapat dihilangkan karena tidak relevan dengan ikatan

Empat pasangan elektron disekeliling atom pusat

Terdapat banyak contoh untuk ini. Yang paling sederhana adalah metana, CH4.

Karbon terletak pada golongan 4, dan karena itu memiliki 4 elektron terluar. Karbon membentuk 4 ikatan dengan hidrogen, penambahan 4 elektron yang lain – seluruhnya 8, dalam 4 pasang. Karena membentuk 4 ikatan, semuanya harus menjadi pasangan ikatan.

Empat pasangan elektron tertata dengan sendirinya pada jarak yang disebut susunan tetrahedral. Tetrahedron adalah piramida dengan dasar segitiga. Atom karbon terletak di tengah-tengah dan hidrogen pada empat sudutnya. Semua sudut ikatan adalah 109.5°.

Contoh lain dengan empat pasang elektron disekeliling atom pusat

Amonia, NH3

Nitrogen terletak pada golongan 5 dan karena itu memiliki 5 elektron terluar. Tiap-tiap atom hidrogen yang tiga menambahkan elektron yang lain ke elektron nitrogen pada tingkat terluar, menjadikannya total 8 elektron dalam 4 pasang. Karena nitrogen hanya membentuk tiga ikatan, satu pasang harus menjadi pasangan elektron mandiri. Pasangan elektron tertata dengan sendirinya pada bentuk tetrahedral seperti metana.

Pada kasus ini, Faktor tambahan masuk. Pasangan elektron mandiri terletak pada orbital yang lebih pendek dan lebih bulat dibandingkan orbital yang ditempati pasangan elektron ikatan. Karena hal ini, terjadi tolakan yang lebih besar antara pasangan elektron mandiri dengan pasangan elektron ikatan dibandingkan antara dua pasangan elektron ikatan

Gaya pasangan elektron ikatan tersebut sedikt rapuh ? terjadi reduksi sudut ikatan dari 109.5o menjadi 107o. Ini tidak terlelu banyak, tetapi penguji akan mengharapkan kamu mengetahuinya

Ingat ini:

Tolakan paling besar pasangan mandiri – pasangan mandiri

pasangan mandiri – pasangan ikatan

Tolakan paling kecil pasangan ikatan – pasangan ikatan

Hati-hati ketika kamu menggambarkan bentuk amonia. Meskipun pasangan elektron tersusun tetrahedral, ketika kamu menggambarkan bentuknya, kamu hanya memperhatikan atom-atomnya. Amonia adalah piramidal – seperti piramida dengan tiga hidrogen pada bagian dasar dan nitrogen pada bagian puncak.

Air, H2O

Mengikuti logika yang sama dengan sebelumnya, kamu akan menemukan bahwa oksigen memiliki empat pasang elektron, dua diantaranya adalah pasangan mandiri. Air juga akan mengambil susunan tetrahedral. Saat ini sudut ikatan lebih sempit dari 104°, karena tolakan dua pasangan mandiri.

Bentuknya tidak dapat digambarkan dengan tetrahedral, karena kita hanya “melihat†oksigen� dan hidrogen ? bukan pasangan mandiri. Air digambarkan dengan bengkok atau bentuk V.

Ion amonium, NH4+

Nitrogen memiliki 5 elektron terluar, ditambah 4 elektron dari empat hidrogen ? sehinga totalnya jadi 9.

Tetapi hati-hati! Ion amonium adalah ion positif. Ion ini memiliki muatan +1 karena kehilangan satu elektron. Sehingga tinggal 8 elektron pada tingkat terluar nitrogen. Karena itu menjadi 4 pasangan, yang semuanya berikatan karena adanya empat hidrogen

Ion amonium memiliki bentuk yang sama dengan metana, karena ion amonium memiliki susunan elektronik yang sama. NH4

+ adalah tetrahedral

Metana dan ion amonium dikatakan isoelektronik. Dua spesi (atom, molekul atau ion) dikatakan isoelektronik jika keduanya memiliki bilangan dan susunan elektron yang sama (termasuk perbedaan antara pasangan ikatan dan pasangan mandiri).

Ion hidroksonium, H3O+

Oksigen terletak pada golongan 6 – karena itu memiliki 6 elektron terluar. Tambahan tiap 1 atom hidrogen, memberikan 9. Ambil satu untuk ion +1, tinggal 8. Hal ini memberikan 4 pasang, 3 diantaranya adalah pasangan ikatan. Ion hidroksonium adalah isoelektronik dengan amonia, dan memiliki bentuk yang identik – piramidal.

Lima pasangan elektron disekeliling atom pusat

Contoh yang sederhana: fosfor(V) fluorida PF5

(Argumen untuk fosfor(V) klorida, PCl5, akan identik)

Fosfor (terletak pada golongan 5) memberikan kontribusi 5 elektron, dan lima fluor memberikan 5 lagi, memberikan 10 elektron dengan 5 pasang disekeliling atom pusat. Karena fosfor membentuk lima ikatan, tidak dapat membentuk pasangan mandiri.

Lima pasang elektron disusun dengan menggambarkan bentuk trigonal bipyramid -tiga fluor terletak pada bidang 120o satu sama lain; dua yang lainnya terletak pada sudut sebelah kanan bidang. Trigonal bipiramid karena itu memiliki dua sudut yang berbeda – 120odan 90o.

Contoh yang rumit, ClF3

Klor terletak pada golongan 7 dan karena itu memiliki 7 elektron terluar. Tiga fluor masing-masing memberikan kontribusi 1 elektron, menghasilkan total 10 – dalam 5 pasang. Klor membentuk tiga ikatan ? meninggalkan 3 elektron ikatan dan 2 pasangan mandiri, yang akan tersusun dengan sendirinya ke dalam bentuk trigonal bipiramida.

Akan tetapi jangan meloncat ke kesimpulan. Terdapat tiga cara yang dapat kamu lakukan untuk menyususun 3 pasangan ikatan dan 2 pasangan mandiri menjadi bentuk trigonal bipiramida. Susunan yang baik akan menjadi menghasilkan satu susunan dengan jumlah minimum tolakan – dan kamu tidak akan dapat menganbil keputusan tanpa menggambarkannya terlebih dahulu semua kemungkinannya.

Hanya terdapat satu susunan memungkinkan. Sesuatu yang lain mungkin kamu pikirkan sebagai satu yang sederhana pada perputaran dalam jarak tertentu.

Kita perlu menyusun susunan yang memiliki tolakan minimum diantara berbagai pasangan elektron.

Aturan yang baru diterapkan pada kasus seperti ini:

Jika kamu mempunyai pasangan elektron lebih dari empat yang disusun disekeliling atom pusat, kamu dapat mengabaikan tolakan pada sudut yang lebih besar dari 90o.

Salah satu struktur yang memiliki jumlah tolakan besar yang jelas.

Pada diagram ini, dua pasangan mendiri terletak pada sudut 90o satu sama lain, dimana pada kasus yang lain keduanya terletak pada sudut lebih besar dari 90o, dan karena itu tolakan dapat diabaikan. ClF3 memang tidak dapat disusun melalui bentuk ini karena tolakan yang sangat kuat antara pasangan mandiri dengan pasangan mandiri.

Untuk memilih salah satu diantara dua, kamu perlu menghitung tolakan yang paling kecil.

Pada gambar berikutnya, tiap pasangan mandiri terletak pada sudut 90o terhadap 3 pasangan mandiri, dan karena itu tiap pasangan mandiri bertanggung jawab terhadap tolakan 3 pasangan mandiri dengan pasangan ikatan.

Karena terdapat dua pasangan mandiri karena itu terdapat 6 tolakan pasangan mandiri-pasangan ikatan. Dan itu semuanya. Pasangan ikatan terletak pada sudut 120o satu sama lain, dan tolakannya dapat diabaikan.

Sekarang mempertimbangkan struktur akhir.

Tiap pasangan mandiri terletak pada sudut 90o terhadap 2 pasangan mandiri – satu diatas bidang dan yang lainnya dibawah bidang. Hal ini membuat total 4 tolakan pasangan mandiri-pasangan ikatan ? dibandingkan dengan 6, hal tersebut memiliki tolakan relatif kuat pada gambar yang terakhir. Fluor yang lain (satu pada bidang) terletak pada sudut 120o, dan merasakan tolakan yang tidak berarti dari pasangan mandiri.

Ikatan ke arah fluor pada bidang adalah 90o ke arah ikatan diatas dan dibawah bidang, karena itu terdapat total 2 tolakan pasangan ikatan dengan pasangan ikatan.

Struktur dengan jumlah minimum tolakan adalah yang terakhir, karena tolakan pasangan ikatan dengan pasangan ikatan lebih kecil dibandingkan tolakan pasangan mandiri dengan pasangan ikatan. ClF3 digambarkan dengan bentuk T.

Enam pasangan elektron disekeliling atom pusat

Sebuah contoh yang sederhana: SF6

6 elektron pada tingkat terluar belerang, ditambah 1 dari masing-masing fluor, menghasilkan total 12 – dalam 6 pasangan. Karena belerang membentuk 6 ikatan, semuanya adalah pasangan ikatan. Semuanya tertata dengan sendirinya pada sudut 90o, pada bentuk yang digambarkan dengan oktahedral.

Dua contoh yang sedikit lebih sulit

XeF4

Xenon dapat membentuk jajaran senyawa, terutama dengan fluor atau oksigen, dan semuanya khas. Xenon memiliki 8 elektron terluar, ditambah 1 dari masing-masing fluor – menghasilkan 12, dalam 6 pasang. Semuanya akan membentuk empat pasang ikatan (karena empat fluor) dan 2 pasangan mandiri.

Terdapat dua struktur yang memungkinkan, akan tetapi pada salah satunya terdapat pasangan mandiri pada 90o. Malahan, beroposisi satu sama lain. XeF4 digambarkan dengan bentuk square planar.

ClF4-

Klor terletak pada golongan 7 dan karena itu memiliki 7 elektron terluar. Ditambah 4 dari 4 fluor. Ditambah satu karena memiliki muatan +1. hal ini memberikan total 12 elektron dalam 6 pasang – 4 pasangan ikatan dan 2 pasangan mandiri. Bentuknya akan identik dengan XeF4.

Elektronegatifitas

Apakah elektronegatifitas itu?

Definisi

Elektronegatifitas adalah suatu ukuran kecenderungan atom untuk menarik pasangan elektron ikatan.

Skala pauling merupakan skala yang paling umum digunakan. Fluor (unsur yang paling elektronegatif) diberikan skala Pauling dengan harga 4.0, dan harganya menurun sampai cesium dan fransium yang setidaknya hanya memiliki elektronegatifitas pada skala 0.7.

Apa yang terjadi jika dua atom yang memiliki elektronegatifitas setara saling berikatan?

Meninjau ikatan antara dua atom, A dan B. Tiap atom dapat membentuk ikatan satu sama lain seperti yang ditunjukkan berikut – tetapi ikatan ini tidak relevan dengan alasannya.

Jika atom-atom memiliki elektronegatifitas yang setara, keduanya memiliki kecenderungan yang sama untuk menarik pasangan elektron ikatan, dan karena itu akan ditemukan setengah rata-rata

antara kedua atom. Untuk memperoleh jenis ikatan seperti ini, A dan B harus selalu merupakan atom yang sama. Kamu akan menemukan ikatan seperti ini, sebagai contoh, pada molekul H2 atau Cl2 .

Ikatan seperti ini dapat dikatakan sebagai ikatan kovalen "murni" – dimana elektron dibagikan secara rata antara dua atom.

Apa yang terjadi jika B sedikit lebih elektronegatif dibandingkan dengan A?

B akan lebih menarik pasangan elektron daripada yang dilakukan oleh A.

Hal ini berarti bahwa ujung ikatan B lebih memberikan kerapatan elektron dibandingkan dengan A dan karena itu menjadikannya sedikit negatif. Pada waktu yang bersamaan, ujung A (lebih pendek elektron) menjadi sedikit positif. Pada diagram, " " (dibaca "delta") berarti "sedikit" – dimana + berarti "sedikit positif"..

Pendefinisian ikatan polar

Berikut ini digambarkan ikatan polar. Ikatan polar merupakan ikatan kovalen yang mana terdapat pemisahan muatan antara ujung yang satu dengan ujung yang lain – dengan kata lain salah satu ujung sedikit positif dan ujung yang lainnya sedikit negatif. Contohnya termasuk kebanyakan ikatan kovalen. Ikatan hidrogen-klor pada HCl atau ikatan hidrogen-oksigen pada air adalah ikatan yang khas.

Apa yang terjadi jika B lebih elektronegatif dibandingkan dengan A?

Pada kasus ini, pasangan elektron digeser ke sebelah kanan sampai ujung ikatan B. Praktis, A kehilangan kontrol atas elektron, dan B mengontrol sepenuhnya kedua atom. Terjadilah pembentukan ion.

“Spektrum†ikatan�

Implikasi dari semua ini adalah tidak adanya batasan yang jelas antara ikatan kovalen dan ikatan ionik. Pada ikatan kovalen murni, elektron diikat pada setengah rata-rata diantara kedua atom. Pada ikatan polar, elektron sedikit bergeser ke salah satu ujung ikatan.

Seberapa jauh pergeseran terjadi sebelum ikatan dinyatakan sebagai ikatan ionik? Tidak ada jawaban yang nyata dengan pertanyaan tersebut. Biasanya kamu berfikir natrium klorida sebagai padatan ionik yang khas, akan tetapi disini natrium tidak sepenuhnya kehilangan kontrol

elektronnya. Karena sifat natrium klorida, bagaimanapun, kita cenderung menghitungnya dengan ionik murni.

Litium iodida, di lain pihak, akan digambarkan sebagai "ionik dengan beberapa karakter kovalen". Pada kasus ini, pasangan elektron tidak bergerak masuk secara keseluruhan ke ujung ikatan iodium. Litium iodida, sebagai contoh, larut dalam pelarut organik seperti etanol – secara normalnya tidak satupun sesuatu yang bersifat ionik akan seperti ini.

Ringkasan

Tidak adanya perbedaan elektronegatifitas antara dua atom berperan penting pada ikatan kovalen non-polar murni.

Perbedaan elektronegatifitas yang kecil berperan penting pada ikatan kovalen polar. Perbedaan elektronegatifitas yang besar berperan penting pada ikatan ionik

Ikatan polar dan molekul polar

Pada molekul yang sederhana seperti HCl, jika ikatan yang terjadi adalah polar, maka secara keseluruhan molekul juga barsifat polar. Bagaimana dengan molekul yang lebih rumit?

Pada CCl4, tiap ikatan adalah polar.

Molekul secara keseluruhan, bagaimanapun, tidak polar – dalam arti bahwa molekul tersebut tidak memiliki ujung (atau sisi) yang sedikit negatif dan salah satu yang lain sedikit positif. Secara keseluruhan molekul bersifat negatif, tetapi tidak terdapat pembagian muatan dari bagian atas ke bawah, atau dari kanan ke kiri.

Sebaliknya, CHCl3 adalah polar.

Hidrogen pada bagian atas molekul kurang elektronegatif dibandingkan karbon dan karena itu hidrogen sedikit positif. Hal ini berarti bahwa sekarang molekul sedikit positif “pada bagian

atas†dan sedikit negatif “pada bagian bawahâ€, dan secara keseluruhan molekul bersifat � �polar.

Molekul polar akan “berat sebelah†�

Pola susunan elektronegatifitas pada Tabel Periodik

Unsur yang paling elektronegatif adalah fluor. Jika kamu mengingat fakta tersebut, semuanya menjadi mudah, karena elektronegatifitas selalu naik kearah fluor pada tabel periodik.

Kecenderungan elektronegatifitas sepanjang perioda

Jika kamu membentangkan suatu perioda maka elektronegatifitas akan meningkat. Grafik menunjukkan harga elektronegatifitas dari natrium sampai klor – kamu dapat mengabaikan argon. Argon tidak memiliki elektronegatifitas, karena argon tidak membentuk ikatan.

Kecenderungan harga elektronegatifitas seiring dengan menurunnya posisi unsur pada sebuah golongan

Seiring dengan turunnya posisi dalam sebuah grup, elektronegatifitas menurun. (jika elektronegatifitas meningkat ke arah fluor, elektronegatifitas harus menurun seiring dengan turunnya posisi). Grafik menunjukkan pola susunan elektronegatifitas pada golongan 1 dan 7.

Penjelasan pola susunan elektronegatifitas

Daya tarik yang dirasakan oleh pasangan elektron ikatan untuk inti yang khusus tergantung pada

Jumlah proton pada inti; Jarak dari inti; Banyaknya rintangan oleh olektron yang lebih dalam

Mengapa elektronegatifitas meningkat sepanjang perioda?

Dengan menganggap natrium pada permulaan perioda 3 dan klor pada bagian akhirnya (mengabaikan gas mulia, argon). Pikirkan jika natrium klorida berikatan secara kovalen.

Natrium dan klor memiliki elektron ikatan pada tingkat-3. Pasangan elektron dirintangi dari kedua inti oleh elektron-elektron 1s, 2s dan 2p, tetapi inti klor memiliki 6 proton lebih. Hal ini tidak mengherankan pasangan elektron digeser sejauh mungkin ke arah klor yang membentuk ion.

Elektronegatifitas meningkat sepanjang perioda karena jumlah muatan pada inti juga meningkat. Hal itu menarik pasangan elektron ikatan dengan lebih kuat.

Mengapa elektronegatifitas menurun sejalan dengan menurunnya pososi unsur pada sebuah golongan?

Pikirkanlah mengenai hidrogen fluorida dan hidrogen klorida

Pasangan ikatan terlindungi dari inti fluor hanya oleh elektron 1s2. Pada kasus klor pasangan ikatan terlindungi oleh semua elektron 1s22s22p6 .

Pada tiap kasus terdapat tarikan dari pusat fluor atau +7 klor. Akan tetapi fluor memiliki pasangan ikatan pada tingkat-2 dibandingkan tingkat-3 seperti pada klor. Jika lebih dekat ke inti, dayatarik semakin besar.

Seiring dengan menurunnya posisi pada suatu golongan, elektronegatifitas menurun karena pasangan elektron ikatan menjauh dari jangkauan dayatarik inti.

Kemampuan polarisasi ion positif

Apakah yang kami maksud “kemampuan polarisasi (polarising ability)��

Dalam diskusi sejauh ini, kita berfikiran ion dibangun dari perubahan bentuk dari ikatan kovalen. Kamu juga akan berfikir seperti itu pada hal yang lain.

Padatan adalah kovalen. Malahan dibayangkan bahwa Alumunium klorida adalah ionik. Karena alumunium klorida mengandung ion Al3+ dan Cl-.Ion alumunium berukuran sangat kecil dan dibungkus oleh tiga muatan positif – karena itu “densitas muatan†sangat tinggi. Dengan mempertimbangkan efek pada setiap elektron �terdekat.

Pada kasus alumunium klorida, pasangan elektron digeser ke arah alumunium sedemikian rupa sehingga ikatan menjadi kovalen.

Faktor-faktor yang mempengaruhi kemampuan polarisasi

Ion positif dapat memiliki pengaruh untuk mempolarisasi (distorsi – perubahan bentuk – secara elektrik) ion negatif terdekat. Kemampuan polarisasi tergantung pada densitas muatan pada ion positif.

Kemampuan polarisasi meningkat sejalan dengan ion positif yang mengecil dan jumlah muatan yang membesar.

Selama ion negatif membesar, ion negatif tersebut menjadi lebih mudah untuk dipolarisasi. Sebagai contoh, pada ion iodida, I-, elektron terluar terletak pada tingkat-5 – relatif renggang dari inti.

Ion positif akan lebih efektif dalam menarik pasangan elektron dari ion iodida dibandingkan dengan ion yang sama, katakanlah, ion fluorida yang mana lebih dekat ke inti.

Alumunium iodida adalah kovalen karena pasangan elektron lebih mudah untuk dipaksa pergi dari ion iodida. Dilain pihak, alumunium fluorida adalah ionik karena ion alumunium tidak bisa mempolarisasi ion fluorida yang berukuran kecil dengan cukup untuk membentuk ikatan kovalen

Ikatan Koordinasi (Kovalen Dativ)

Halaman ini menjelaskan apa yang dimaksud dengan ikatan koordinasi (juga disebut dengan kovalen dativ). Kamu membutuhkan pemahaman yang baik tentang ikatan kovalen sederhana sebelum kamu memulainya

Ikatan Koordinasi (kovalen dativ)

Ikatan kovalen terbentuk melalui dua atom yang saling membagikan (sharing) pasangan elektron. Atom berikatan satu sama lain karena pasangan elektron ditarik oleh kedua inti atom.

Pada pembentukan ikatan kovalen yang sederhana, tiap atom mensuplai satu elektron pada ikatan – tetapi hal itu tidak terjadi pada kasus disini. Ikatan koordiansi (biasa juga disebut dengan ikatan kovalen dativ) adalah ikatan kovalen (penggunaan bersama pasangan elektron) yang mana kedua elektron berasal dari satu atom.

Untuk memudahkan halaman ini, kita akan menggunakan istilah ikatan koordinasi ? tetapi jika kamu lebih menyukai untuk mengebutnya dengan ikatan kovalen dativ, itu bukanlah suatu masalah!

Reaksi antara amonia dan hidrogen klorida

Jika kedua gas tak berwarna tersebut dicampurkan, maka akan terbentuk padatan berwarna putih seperti asap amonium klorida.

Ion amonium, NH4+, terbentuk melalui transfer ion hidrogen dari hidrogen klorida ke pasangan

elektron mandiri pada molekul amonia.

Ketika ion amonium, NH4+, terbentuk, empat hidrogen ditarik melalui ikatan kovalen dativ,

karena hanya inti hidrogen yang ditransferkan dari klor ke nitrogen. Elektron kepunyaan hidrogen tertinggal pada klor untuk membentuk ion klorida negatif.

Sekali saja ion amonium terbentuk hal ini menjadikannya tidak mungkin untuk membedakan antara kovalen dativ dengan ikatan kovalen biasa. Meskipun elektron ditunjukkan secara berlainan pada diagram, pada kenyataannya tidak ada perbedaan diantara keduanya.

Penggambaran ikatan koordinasi

Pada diagram yang sederhana, ikatan koordinasi ditunjukkan oleh tanda panah. Arah panah berasal dari atom yang mendonasikan pasangan elektron mandiri menuju atom yang menerimanya.

Proses pelarutan hidrogen klorida di air untuk membuat asam hidroklorida

Terjadi sesuatu hal yang mirip. Ion hidrogen (H+) ditransferkan dari klor ke salah satu pasangan elektron mandiri pada atom oksigen.

Ion H3O+ sering kali disebut dengan ion hidroksonium, ion hidronium atau ion oksonium.

Pada pelajaran pengantar kimia, meskipun kamu berbicara tentang ion hidrogen (sebagai contoh pada asam), kamu sesungguhnaya membicarakan mengenai ion hidroksonium. Ion hidrogen secara sederhana adalah sebuah proton, dan terlalu reaktif untuk eksis dalam bentuk yang sebenarnya pada tabung reaksi.

Jika kamu menuliskan ion hidrogen dengan H+(aq), "(aq)" menunjukkan molekul air yang mana

ion hidrogen tertarik pada molekul air tersebut. Ketika ion hidrogen bereaksi dengan sesuatu (alkali, misalnya), secara sederhana ion hidrogen menjadi terlepas dari molekul air lagi.

Catatan bahwa sekali saja ikatan koordinasi terbentuk, semua atom hidrogen yang menempel pada oksigen semuanya sepadan. Ketika ion hidrogen diuraikan kembali, ion hidrogen dapat menjadi yang tiga.

Reaksi antara amonia dan boron trifluorida, BF3

Jika sebelumnya kamu membaca halaman sebelumnya mengenai ikatan kovalen, kamu dapat mengingat bahwa boron trifluorida merupakan suatu senyawa yang tidak memiliki struktur gas mulia di sekeliling atom boronnya. Boron hanya mempunyai 3 pasangan elektron pada tingkat ikatannya, sedangkan boron sendiri memiliki ruangan untuk ditempati 4 pasang elektron. BF3 digambarkan sebagai molekul yang kekurangan elektron.

Pasangan elektron mandiri pada nitrogen dari molekul amonia dapat digunakan untuk menanggulangi kekurangan ini, dan senyawa yang terbentuk melibatkan ikatan koordinasi.

Penggunaan garis untuk menunjukkan ikatan, hal ini dapat digambarkan dengan lebih sederhana sebagai:

Diagram yang kedua menunjukkan cara lain yang dapat kamu gunakan untuk menggambarkan ikatan koordinasi. Ujung nitrogen pada ikatan menjadi positif karena pasangan elektron bergerak menjauh dari nitrogen menuju ke arah boron ? yang karena itu menjadi negatif. Kita tidak akan menggunakan metode ini lagi ? metode ini lebih membingungkan dibandingkan dengan metode yang hanya menggunakan tanda panah.

Struktur alumunium klorida

Alumunium klorida menyublim (berubah dari keadaan padat menjadi gas) pada suhu sekitar 180°C. Jika senyawa ini mengandung ion maka senyawa ini akan memiliki titik leleh dan titik didih yang tinggi karena dayatarik yang kuat antara ion positif dengan ion negatif. Akibat hal ini ketika alumunium klorida menyublim pada temperatur yang relatif rendah, maka harus kovalen. Diagram titik-silang menunjukkan elektron terluar saja.

AlCl3, seperti BF3, merupakan molekul yang kekurangan elektron. Keduanya mirip, karena alumunium dan boron terletak pada golongan yang sama pada tabel periodik, sama halnya juga dengan fluor dan klor.

Pengukuran massa atom relatif rumus alumunium klorida menunjukkan bahwa rumus alumunium klorida dalam bentuk uap pada temperatur sublimasi bukan AlCl3, melainkan Al2Cl6. Alumuniun klorida eksis sebagai dimer (dua molekul bergabung menjadi satu). Ikatan antara dua molekul ini merupakan ikatan koordinasi, penggunaan pasangan elektron mandiri pada atom klor. Tiap-tiap atom klor memiliki tiga pasangan elektron mandiri, akan tetapi hanya dua yang penting saja yang ditunjukkan pada diagram.

Energi dilepaskan ketika dua ikatan koordinasi terbentuk, dan karena itu dimer lebih stabil dibandingkan dua molekul AlCl3 yang terpisah.

Ikatan pada ion logan yang terhidrasi

Molekul air ditarik dengan kuat ke arah ion dalam larutan – molekul air berkelompok di sekeliling ion positif atau ion negatif. Pada banyak kasus, dayatarik yang terjadi sangat besar yang mana terjadi pembentukan ikatan formal, dan ini hampir selalu benar pada semua ion logam positif. Ion dengan molekul air yang tertarik dinyatakan sebagai ion terhidrasi. Meskipun alumunium klorida kovalen, ketika alumunium klorida dilarutkan dalam air, dapat terbentuk ion. Ikatan enam molekul air pada alumunium menghasilkan sebuah ion dengan rumus kimia Al(H2O)6

3+. Ion ini disebut ion heksaaquoalumunium – yang diterjemahkan sebagai enam ("hexa") molekul air (“aquoâ€) yang membungkus ion aluminium.�

Ikatan yang terjadi disini (dan juga ion yang sejenis yang terbentuk dari sebagian besar logam yang lain) adalah koordinasi (kovalen dativ) dengan menggunakan pasangan elektron mandiri pada molekul air.

Aluminium adalah 1s22s22p63s23px1. Ketika terbentuk ion Al3+ alumunium kehilangan elektron

pada tingkat ketiga menghasilkan 1s22s22p6.

Hal tersebut berarti bahwa semua orbital tingkat-3 sekarang menjadi kosong. Alumunium mereorganisasi (hibridisasi) enam orbital (3s, tiga 3p, dan dua 3d) untuk menghasilkan enam orbital baru yang semuanya memiliki energi yang sama. Keenam orbital hibrida tersebut menerima pasangan elektron mandiri dari enam molekul air.

Kamu mungkin heran kenapa alumunium memilih untuk menggunakan enam orbital dibandingkan empat atau delapan atau berapapun. Enam merupakan angka maksimal bagi molekul air yang memungkinkan untuk tepat mengelilingi ion alumunium (dan juga kebanyakan ion logan). Dengan membentuk jumlah ikatan maksimal, kondisi ini melepaskan paling banyak energi dan karena itu menjadikan paling stabil secara energetik. .

Hanya satu pasangan elektron mandiri yang ditunjukkan pada tiap molekul. Pasangan elektron mandiri yang lain terletak menjauh dari alumunium dan karena itu tidak terlibat dalam ikatan. Ion yang dihasilkan terlihat seperti ini:

Karena pergerakan elektron mengarah ke tengah ion, muatan 3+ tidak lagi berlokasi sepenuhnya pada alumunium, tetapi sekarang melebar meliputi keseluruhan ion.

Dua molekul lebih

Karbon monoksida, CO

Karbon monoksida dapat diperhatikan sebagai molekul yang memiliki dua ikatan kovalen biasa antara karbon dan oksigen ditambah ikatan koordinasi dengan menggunakan pasangan elektron mandiri pada atom oksigen.

Asam nitrat, HNO3

Pada kasus ini, satu atom oksigen dapat tertarik pada nitrogen melalui ikatan koordinasi dengan menggunakan pasangan elektron mandiri pada atom nitrogen.

Pada faktanya struktur seperti ini menyesatkan karena memberikan kesan bahwa dua atom oksigen pada bagian sebelah kanan diagram bergabung ke atom nitrogen dengan cara yang berbeda. Kedua ikatan merupakan ikatan yang identik pada panjang dan kekuatannya, dan karena itu penata-ulangan elektron harus identik. Tidak ada cara untuk menunjukan hal ini dengan mengunakan gambar titik-silang. Ikatan mengalami delokalisasi.

Ikatan Kovalen – Ikatan Tunggal

Tinjauan sederhana mengenai ikatan kovalen

Pentingnya struktur gas mulia

Pada tingkatan yang sederhana seberapa penting struktur gas mulia terletak pada struktur elektronik gas mulia seperti neon atau argon yang memiliki delapan elektron pada tingkat energi terluarnya (atau dua elektron pada kasus helium). Struktur gas mulia tersebut merupakan gagasan secara keseluruhan dalam suatu cara "yang diinginkan" untuk menjelaskan atom supaya dimengerti.

Kamu mungkin akan memperoleh kesan yang kuat bahwa ketika atom-atom bereaksi satu sama lain, atom-atom tersebut berusaha untuk mencapai struktur gas mulia.

Setelah dicapai struktur gas mulia melalui pen-transfer-an elektron dari satu atom ke atom yang lainnya seperti pada ikatan ionik, hal ini juga memungkinkan bagi atom untuk mencapai struktur yang stabil melalui pembagian (sharing) elektron untuk menghasilkan ikatan kovalen.

Beberapa molekul kovalen yang sangat sederhana

Klor

Sebagai contoh, dua atom klor dapat mencapai struktur stabil melalui pembagian (sharing) elektron tunggal yang tidak berpasangan yang mereka miliki seperti pada diagram.

Kenyataan bahwa satu atom klor digambarkan dengan elektron yang ditulis dengan tanda silang dan atom yang lainnya dengan tanda titik adalah bentuk penyederhanaan untuk menunjukkan dari mana saja semua elektron itu berasal. Pada kenyataannya tidak ada perbedaan diantara keduanya.

Dua atom klor dapat dikatakan bergabung malalui ikatan kovalen. Alasan bahwa kedua atom klor tetap bersatu adalah pasangan elektron yang sudah dibagikan (shared) ditarik menuju inti kedua atom klor..

Hidrogen

Atom hidrogen hanya mambutuhkan dua elektron pada level terluarnya untuk mencapai struktur gas mulia helium. Sekali lagi, ikatan kovalen mengikat dua atom secara bersamaan karena pasangan elektron ditarik menuju kedua inti.

Hidrogen klorida

Hidrogen memiliki struktur helium, dan klor memiliki struktur argon.

Ikatan kovalen

Kasus yang terjadi disini tidak berbeda dari tinjauan yang sederhana

Satu hal yang perlu diubah adalah terlalu tergantung pada konsep struktur gas mulia. Kebanyakan dari molekul sederhana yang kamu gambarkan pada faktanya seluruhnya memiliki atom dengan struktur gas mulia.

Sebagai contoh:

Setara dengan molekul yang lebih rumit seperti PCl3, tidak terdapat masalah. Pada kasus ini, hanya elektron terluar saja yang ditunjukkan untuk tujuan penyederhanaan. Tiap atom pada

struktur ini memiliki elektron pada lapisan yang lebih dalam 2,8. Sekali lagi, semuanya yang ada memiliki struktur gas mulia.

Kasus dimana tinjauan sederhana melepaskan permasalahan

Boron trifluorida, BF3

Sebuah atom boron hanya memiliki 3 elektron pada tingkat terluarnya, dan kondisi ini tidak memungkinkan bagi boron untuk untuk mencapai struktur gas mulia melalui sharing elektron yang sederhana. Apakah ini suatu masalah? Tidak. Boron membentuk jumlah ikatan yang maksimum yang dapat dilakukannya pada keadaan ini, dan struktur ini merupakan struktur yang benar.

Sejumlah energi dilepaskan ketika terbentuknya ikatan kovalen. Karena energi menghilang dari sistem maka hal ini menjadikannya lebih stabil setelah terbentuknya seluruh ikatan kovalen. Hal ini diikuti, oleh karena itu, atom akan cenderung untuk membentuk ikatan kovalen sebanyak mungkin. Pada kasus boron dalam BF3, tiga ikatan yang terbentuk merupakan suatu kemungkinan yang maksimum karena boron hanya memiliki 3 elektron untuk dibagikan ke yang lain.

Fosfor(V) klorida, PCl5

Pada kasus fosfor lima ikatan kovalen adalah sesuatu hal yang memungkinkan – seperti pada PCl5.

Fosfor membentuk dua senyawa klorida – PCl3 and PCl5. Ketika fosfor dibakar dalam klor keduanya dapat terbentuk – produk utama yang dihasilkan tergantung pada seberapa banyak klor yang digunakan. Kita sudah melihat struktur dari PCl3.

Diagram PCl5 (seperti diagram PCl3 sebelumnnya) hanya menunjukkan elektron terluarnya saja.

Harus diperhatikan bahwa fosfor sekarang memiliki 5 pasang elektron pada tingkat terluarnya – tentu saja tidak memenuhi struktur gas mulia. Kamu dapat menggambarkan PCl3 pada tingkatan GCSE dengan memuaskan, tetapi akan terlihat menghkawatirkan untuk menggambarkan PCl5.

Kenapa kadang-kadang fosfor melepaskan diri dari struktur gas mulia dan membentuk lima ikatan? Supaya dapat menjawab pertanyaan tersebut kita perlu menjelajahi terlebih dahulu batas-batas A’level syllabuses. Hal ini jangan dijadikan penghalang! Hal ini tidak terlalu sulit, dan ini sangat berguna jika kamu mencoba untuk memahami ikatan pada beberapa senyawa organik yang penting.

Tinjauan yang lebih rumit mengenai ikatan kovalen

Ikatan pada metana, CH4

Apakah ada yang salah dengan gambar titik-silang ikatan pada metana?

Kita memulainya dengan metana karena metana merupakan kasus yang paling sederhana yang menggambarkan ringkasan dari proses yang rumit. Kamu akan mengingat bahwa gambar titik-silang metana akan tampak seperti berikut.

Terdapat ketidakcocokan yang cukup serius antara struktur diatas dan struktur modern dari karbon,, 1s22s22px

12py1. Struktur modern menunjukkan bahwa terdapat 2 elektron tidak

berpasangan untuk dibagikan (share) kepada hidrogen, sebagai pengganti 4 elektron yang dibutuhkan.

Kamu dapat melihat hal berikutnya dengan lebih mudah yaitu dengan menggunakan notasi elektron dalam kotak. Hanya tingkat-2 saja yang ditunjukkan. Elektron 1s2 terletak terlalu kedalam atom untuk dilibatkan dalam ikatan. Hanya elektron 2p yang secara langsung dapat digunakan untuk sharing elektron. Kemudian kenapa metana bukan CH2?

Promosi elektron

Ketika ikatan terbentuk, energi dilepaskan dan sistem menjadi lebih stabil. Jika karbon lebih membentuk 4 ikatan dibanding 2 ikatan, dua kali lipat energi dilepaskan dan karena itu molekul yang dihasilkan menjadi lebih stabil.

Hanya terdapat perbedaan energi yang kecil antara orbital 2p dan 2s, dan karena itu menjadikan karbon untuk menyediakan sejumlah kecil energi untuk mempromosikan elektron dari 2s ke 2p yang kosong untuk memberikan 4 elektron tidak berpasangan. Kelebihan energi dilepaskan ketika pembentukan ikatan lebh dari sekedar untuk menggantikan energi yang masuk.

Sekarang kita memiliki 4 elektron tak berpasangan yang siap untuk berikatan, muncul masalah yang lain. Pada metana semua ikatan karbon-hidrogen adalah identik, akan tetapi elektron yang kita miliki berada pada dua orbital yang berbeda. Kamu tidak akan memperoleh empat ikatan yang identik kecuali kamu memulainya dari empat orbital yang identik.

Hibridisasi

Elektron tersusun kembali dengan sendirinya dalam proses yang disebut dengan hibridisasi. Proses hibridisasi mereorganisasi elektron menjadi empat orbital hibrida yang identik yang disebut dengan orbital hibrida sp3 (karena orbital hibrida tersebut berasal dari satu orbital s dan tiga orbital p). Kamu harus membaca "sp3" dengan "s p tiga" – bukan "s p kubik".

Orbital hibrida sp3 terlihat sedikit seperti setengah bagian orbital p, dan orbital-orbiatal tersebut tersusun kembali dengan sendirinya dalam jarak tertentu karena itu terpisah sejauh mungkin. Kamu dapat menggambarkan inti pada pusat tetrahedron (piramida dasar segitiga) dengan orbital-orbital yang mengarah ke sudut. Supaya lebih jelas, inti digambarkan dengan ukuran yang jauh lebih besar dari ukuran sebenarnya.

Apa yang terjadi ketika ikatan terbentuk?

Harus diingat bahwa elektron yang dimiliki oleh hidrogen terletak pada orbital 1s ? jarak daerah simetris berbentuk bola di sekeliling inti dimana terdapat kemungkinan (katakanlah 95%) untuk menemukan elektron. Ketika ikatan kovalen terbentuk, orbital atomik (orbital pada tiap atom) bergabung untuk menghasilkan orbital molekul yang baru yang mengandung pasangan elektron yang menimbulkan ikatan.

Empat orbital molekul terbentuk, terlihat seperti hibrida sp3, tetapi dengan inti hidrogen melekat pada tiap cuping. Tiap orbital mengikat 2 elektron yang telah kita gambarkan sebelumnya dengan tanda titik dan silang.

Prinsipnya meliputi – promosi elektron jika dibutuhkan, kemudian hibridisasi, diikuti dengan pembentukan orbital molekul – dapat diaplikasikan pada tiap molekul yang berikatan kovalen.

Ikatan pada fosfor klorida, PCl3 dan PCl5

Apakah ada yang salah dengan tinjauan sederhana mengenai PCl3?

Diagram berikut hanya menunjukkan elektron (ikatan) terluar saja

Tidak ada yang salah dalam hal ini! (meskipun tidak ada catatan untuk bentuk molekul sebagaimana mestinya). Jika kamu meninjau hal ini dengan tinjauan yang lebih modern, alasannya akan seperti ini:

Fosfor memiliki struktur elektronik 1s22s22p63s23px13py

13pz1. Jika kita hanya memperhatikan

elektron terluar seperti “elektron dalam kotak†maka:�

Terdapat tiga elektron tak berpasangan yang dapat digunakan untuk membentuk ikatan dengan tiga atom klor. Keempat orbital tingkat-3 mengalami hibridisasi untuk menghasilkan empat hibrida sp3 yang sebanding seperti pada karbon – kecuali salah satu diantara orbital hibrida tersebut mengandung pasangan elektron mandiri.

Masing-masing dari ketiga atom klor tersebut kemudian membentuk ikatan kovalen dengan menggabungkan orbital atomik yang mengandung elektron tak berpasangan dengan salah satu elektron yang tak berpasangan yang dimiliki fosfor untuk membentuk 3 orbital molekul. Kamu mungkin heran apakah semuanya ini cukup menyulitkan! Sebenarnya tidak! Kesulitan ini hanya dengan PCl5 saja.

Apakah ada yang salah dengan tinjauan sederhana tentang PCl5?

Kamu akan mengingat bahwa gambar titik-silang PCl5 terlihat aneh karena fosfor tidak berakhir pada kondisi yang sama dengan struktur gas mulia. Diagram berikut juga hanya menunjukkan elektron terluar saja.

Pada kasus ini, tinjauan yang lebih modern membuat sesuatu kelihatan lebih baik dengan menghilangkan segala sesuatu yang menimbulkan kekhawatiran tentang struktur gas mulia. Jika fosfor membentuk PCl5 maka yang pertama dilakuakan adalah menurunkan 5 elektron tak berpasangan. Hal ini berlangsung melalui promosi salah satu elektron pada orbital 3s ke orbital yang memiliki energi lebih tinggi berikutnya. Orbital yang memiliki energi lebih tinggi yang mana? Salah satu orbital 3d. Kamu mungkin mengira hal tersebut menggunakan orbital 4s karena orbital ini yang pertama diisi sebelum 3d ketika atom disusun dari awal. Tidak begitu! Berbeda ketika kamu menyusun atom pada tempat pertama, orbital 3d selalu dihitung sebagai orbital yang memiliki energi lebih rendah.

Hal ini membiarkan fosfor dengan susunan elektron:

Sekarang elektron tingkat-3 disusun ulang (terhibridisasi) dengan sendirinya untuk memberikan orbital hibrida, semuanya memiliki energi yang setara. Orbital-orbital tersebut disebut dengan hibrida sp3d karena menunjukkan asal mula orbital hibrida tersebut.

Elektron di tiap orbital tersebut kemudian berbagi (share) ruang dengan elektron dari lima atom klor untuk membuat lima orbital molekul yang baru – dan karena itu terbentuk lima ikatan kovalen.

Kenapa fosfor membentuk kelebihan dua ikatan? Ini berawal dari penggunaan sejumlah energi untuk mempromosikan elektron, yang mana lebih disukai daripada mengantinya kembali ketika terjadi pembentukan ikatan yang baru. Secara sederhana, hal ini menguntungkan secara energetik bagi fosfor untuk membentuk kelebihan ikatan.

Keuntungan dari pendapat seperti ini terletak pada suatu jalur yang mengabaikan pertanyaan secara menyeluruh apakah kamu dapat memperoleh struktur gas mulia, dan karena itu kamu tidak perlu khawatir tentang hal ini.

Senyawa non-eksis – NCl5

Nitrogen berada pada golongan yang sama dengan fosfor pada tabel periodik, dan kamu mungkin mengira bahwa nitrogen membentuk senyawa yang sama. Pada faktanya, tidak terbentuk! Sebagai contoh, keberadaan senyawa NCl3 itu ada, tetapi tidak dengan NCl5.

Nitrogen memiliki struktur elektronik 1s22s22px12py

12pz1. Alasan kenapa NCl5 tidak eksis adalah

nitrogen membentuk lima ikatan, nitrogen dapat mempromosikan salah satu elektron 2s. Masalahnya adalah tidak terdapat orbital 2d untuk mempromosikan elektron ke dalamnya – dan perbedaan energi ke tingkat berikutnya (orbital 3s) terlalu besar.

Pada kasus ini, kemudian, energi dilepaskan ketika kelebihan ikatan yang terbentuk tidak cukup untuk menggantikan energi yang diperlukan untuk mempromosikan elektron – dan karena itu promosi elektron tidak terjadi.Atom akan membentuk banyak ikatan sebanyak yang mungkin dan ini menguntungkan secara energetik.

Ikatan Ionik (Elektrovalen)

Tinjauan sederhana mengenai ikatan ionik

Pentingnya struktur gas mulia

Seberapa penting struktur gas mulia adalah terletak pada struktur elektronik gas mulia seperti neon atau argon yang memiliki delapan elektron pada tingkat energi terluarnya (atau dua elektron pada kasus helium). Struktur gas mulia tersebut merupakan gagasan secara keseluruhan dalam suatu cara “yang diinginkan†untuk menjelaskan atom supaya dimengerti.�

Kamu mungkin akan menangkap kesan yang kuat bahwa ketika atom-atom bereaksi, atom-atom tersebut berusaha untuk mengorganisasi sesuatu hal tertentu seperti tingkat energi terluarnya supaya terisi penuh atau kosong sama sekali.Ikatan ionik pada natrium klorida

Natrium (2,8,1) memiliki satu elektron lebih banyak dibandingkan struktur gas mulia (2,8). Jika natrium tersebut memberikan kelebihan elektron tersebut maka natrium akan menjadi lebih stabil.

Klor (2,8,7) memiliki satu elektron lebih sedikit dibandingkan struktur gas mulia (2,8,8). Jika klor tersebut memperoleh satu elektron dari tempat yang lain maka klor juga akan menjadi lebih stabil.

Jawabannya sangatlah jelas. Jika atom natrium memberikan satu elektron ke atom klor, maka keduanya akan menjadi lebih stabil

Natrium telah kehilangan satu elektron, karena itu natrium tidak lagi memiliki jumlah elektron dan proton yang sebanding. Karena natrium memiliki jumlah proton satu lebih banyak dibanding jumlah elektron, maka natrium memiliki muatan 1+. Jika elektron dihilangkan dari sebuah atom, maka terbentuk ion positif.

Ion positif kadang-kadang disebut dengan kation.

Klor memperoleh sebuah elektron, karena itu klor memiliki jumlah elektron satu lebih banyak dibanding jumlah proton. Karena itu klor memiliki muatan 1-. Jika elektron diperoleh oleh sebuah atom, maka terbentuk ion negatif.

Ion negatif kadang-kadang disebut anion.

Khuluk (sifat alami) ikatan

Ion natrium dan ion klorida berikatan satu sama lain melalui dayatarik elektrostatik yang kuat antara muatan positif dengan muatan negatif.

Rumus kimia natrium klorida

Kamu membutuhkan satu atom natrium untuk menyediakan kelebihan elektron bagi satu atom klor, karena itu keduanya bergabung secara bersamaan dengan perbandingan 1:1. Karena itu rumus kimianya adalah NaCl.

Contoh yang lain mengenai ikatan ionik

magnesium oksida

Sekali lagi, terbentuk struktur gas mulia, dan magnesium oksida berikatan satu sama lain melalui dayatarik yang sangat kuat antara kedua ion. Ikatan ionik yang terbentuk lebih kuat dibandingkan dengan ikatan ionik pada natrium klorida karena pada kondisi ini kamu memiliki ion 2+ yang menarik ion 2-. Muatan lebih besar, dayatarik lebih besar.

Rumus kimia magnesium oksida adalah MgO.

kalsium klorida

Saat ini kamu membutuhkan dua atom klor untuk digunakan oleh dua elektron terluar pada kalsium. Karena itu rumus kimia kalsium klorida adalah CaCl2.

kalium oksida

Sekali lagi, terbentuk struktur gas mulia. Dibutuhkan dua atom kalium untuk mensuplai kebutuhan elektron oksigen. Rumus kimia kalium oksida adalah K2O.

Tinjauan Mengenai Ikatan Ionik

Elektron ditransferkan dari satu atom ke atom yang lain sebagai hasil pembentukan ion positif dan ion negatif.

Dayatarik elektrostatik antara ion positif dan ion negatif mengikat senyawa secara bersama-sama.

Jadi apa yang baru? Pada intinya – tidak. Yang perlu diubah adalah tinjauan dimana terdapat suatu yang menarik mengenai struktur gas mulia. Banyak sekali ion yang tidak memiliki struktur gas mulia dibandingkan dengan yang memiliki struktur gas mulia.

Beberapa ion yang lazim dijumpai yang tidak memiliki struktur gas mulia

Kamu dapat menjumpai beberapa ion berikut pada pelajaran tingkat dasar. Semua ion tersebut bersifat sangat stabil, tetapi tidak satupun yang memiliki struktur gas mulia.

Fe3+ [Ar]3d5

Cu2+ [Ar]3d9

Zn2+ [Ar]3d10

Ag+ [Kr]4d10

Pb2+ [Xe]4f145d106s2

Gas mulia (kecuali helium) memiliki struktur elektronik terluar ns2np6.

Selain beberapa unsur pada permulaan deret transisi (skandium membentuk Sc3+ dengan struktur argon, sebagai contohnya), semua unsur transisi dan setiap logam mengikuti deret transisi (seperti timah dan timbal pada golongan 4, sebagai contohnya) akan memiliki struktur seperti yang disebutkan diatas.

Hal itu berarti bahwa hanya unsur-unsur yang terletak pada golongan 1 dan golongan 2 pada tabel periodik (terlepas dari hal aneh seperti skandium) dan alumunium pada golongan 3 saja yang dapat membentuk ion positif dengan struktur gas mulia (boron pada golongan 3 tidak dapat membentuk ion).

Ion negatif lebih teratur! Unsur-unsur yang terletak pada golongan 5,6 dan 7 yang membentuk ion negatif sederhana semuanya memiliki struktur gas mulia.

Jika unsur-unsur tidak membentuk struktur gas mulia ketika membentuk ion, bagaimana cara menentukan seberapa banyak elektron yang ditransferkan? Jawabannya terletak pada proses energetika pembentukan senyawa.

Bagaimana cara menentukan muatan yang terdapat pada ion?

Unsur-unsur bergabung untuk membentuk senyawa yang se-stabil mungkin – senyawa yang menghasilkan energi paling besar pada saat proses pembentukannya. Lebih besar muatan ion positif yang dimiliki, menghasilkan dayatarik yang lebih besar terhadap ion negatif. Daya tarik yang lebih besar, maka lebih banyak energi yang dilepaskan ketika ion-ion bergabung.

Hal ini berarti bahwa selama unsur membentuk ion positif akan cenderung untuk memberikan elektron sebanyak mungkin.

Dibutuhkan energi untuk menghilangkan elektron dari atom. Energi ini disebut dengan energi ionisasi. Semakin banyak elektron yang kamu hilangkan, total energi ionisasi menjadi semakin besar. Pada akhirnya energi ionisasi total yang dibutuhkan menjadi sangat besar yang mana energi yang dilepaskan ketika terjadi dayatarik antara ion positif dan ion negatif tidak cukup besar untuk menutupinya.

Unsur-unsur membentuk ion yang menghasilkan senyawa yang paling stabil – yaitu senyawa yang melepaskan energi paling banyak secara keseluruhan (over-all).

Sebagai contoh, kenapa kalsium klorida CaCl2 lebih mudah terbentuk dibandingkan dengan CaCl atau CaCl3?

Jika satu mol CaCl (mengandung ion Ca+) terbentuk dari unsurnya, sesuatu hal yang memungkinkan untuk memperkirakan bahwa dihasilkan kalor sekitar 171 kJ.

Akan tetapi, pembuatan CaCl2 (mengandung ion Ca2+) melepaskan lebih banyak kalor. Kamu dapat memperoleh 795 kJ. Kelebihan jumlah kalor yang dihasilkan menjadikan senyawa lebih stabil, hal inilah yang menyebabkan kenapa kamu akan lebih mudah memperoleh CaCl2 dibandingkan CaCl.

Bagaimana dengan CaCl3 (mengandung ion Ca3+)? Untuk membuat satu mol senyawa ini, kamu dapat memperkirakan bahwa kamu membutuhkan 1342 kJ. Hal ini menjadikan senyawa menjadi sangat tidak stabil. Kenapa begitu banyak energi yang dibutuhkan untuk membuat CaCl3? Hal ini karena energi ionisasi ketiga (energi yang diperlukan untuk menghilangkan elektron yang ketiga) sangat tinggi (4940 kJ mol-1) karena elektron yang dihilangkan berasal dari tingkat-3 dibandingkan daripada elektron dari tingkat-4. Karena elektron lebih dekat ke inti dibandingkan dua elektron pertama yang dihilangkan, hal ini menghasilkan tarikan yang lebih kuat.

Argumentasi yang sama digunakan untuk ion negatif. Sebagai contoh, oksigen dapat lebih mudah membentuk ion O- dibandingkan ion O- atau ion O3-, karena senyawa yang mengandung ion O2- menjadikan senyawa tersebut paling stabil secara energetik.

Konfigurasi Elektron

Halaman ini menjelaskan bagaimana menuliskan konfigurasi elektron menggunakan notasi s,p dan d.

Konfigurasi elektron dari atom

Hubungan antara orbital dengan tabel periodik

Kita akan melihat bagaimana cara menuliskan konfigurasi elektron sampai pada orbital d. Halaman ini akan menjelaskan konfigurasi berdasarkan tabel periodik sederhana di atas ini dan selanjutnya pengaplikasiannya pada konfigurasi atom yang lebih besar.

Periode Pertama

Hidrogen hanya memiliki satu elektron pada orbital 1s, kita dapat menuliskannya dengan 1s1 dan helium memiliki dua elektron pada orbital 1s sehingga dapat dituliskan dengan 1s2

Periode kedua

Sekarang kita masuk ke level kedua, yaitu periode kedua. Elektron litium memenuhi orbital 2s karena orbital ini memiliki energi yang lebih rendah daripada orbital 2p. Litium memiliki konfigurasi elektron 1s22s1. Berilium memiliki elektron kedua pada level yang sama – 1s22s2.

Sekarang kita mulai mengisi level 2p. Pada level ini seluruhnya memiliki energi yang sama, sehingga elektron akan menempati tiap orbital satu persatu.

B 1s22s22px1

C 1s22s22px12py

1

N 1s22s22px12py

12pz1

Elektron selanjutnya akan membentuk sebuah pasangan dengan elektron tunggal yang sebelumnya menempati orbital.

O 1s22s22px22p y

12pz1

F 1s22s22px22py

22pz1

Ne 1s22s22px22py

22pz2

Kita dapat melihat di sini bahwa semakin banyak jumlah elektron, semakin merepotkan bagi kita untuk menuliskan struktur elektron secara lengkap. Ada dua cara penulisan untuk mengatasi hal ini dan kita harus terbiasa dengan kedua cara ini.

Cara singkat pertama : Seluruh variasi orbital p dapat dituliskan secara bertumpuk. Sebagai contoh, flor dapat ditulis sebagai 1s22s22p5, dan neon sebagai 1s22s22p6.

Penulisan ini biasa dilakukan jika elektron berada dalam kulit dalam. Jika elektron berada dalam keadaan berikatan (di mana elektron berada di luar atom), terkadang ditulis dalam cara singkat, terkadang dengan cara penuh.

Sebagai contoh, walaupun kita belum membahas konfigurasi elektron dari klor, kita dapat menuliskannya sebagai 1s22s22p63s23px

23p y23pz

1.

Perhatikan bahwa elektron-elektron pada orbital 2p bertumpuk satu sama lain sementara orbital 3p dituliskan secara penuh. Sesungguhnya elektron-elektron pada orbital 3p terlibat dalam

pembentukan ikatan karena berada pada kulit terluar dari atom, sementara elektron-elektron pada 2p terbenam jauh di dalam atom dan hampir bisa dikatakan tidak berperan sama sekali.

Cara singkat kedua : Kita dapat menumpukkan seluruh elektron-elektron terdalam dengan menggunakan, sebagai contoh, simbol [Ne]. Di dalam konteks ini, [Ne] berarti konfigurasi elektron dari atom neon -dengan kata lain 1s22s22px

22py22p z

2.

Berdasarkan cara di atas kita dapat menuliskan konfigurasi elektron klor dengan [Ne]3s23px

23py23pz

1.

Periode ketiga

Mulai dari neon, seluruh orbital tingkat kedua telah dipenuhi elekton, selanjutnya kita harus memulai dari natrium pada periode ketiga. Cara pengisiannya sama dengan periode-periode sebelumnya, kecuali adalah sekarang semuanya berlangsung pada periode ketiga.

Sebagai contoh :

cara singkatMg 1s22s22p63s2 [Ne]3s2

S 1s22s22p63s23px 23py

13pz1 [Ne]3s23px

23py13p z

1

Ar 1s22s22p63s23px 23py

23pz2 [Ne]3s23px

23py23p z

2

Permulaan periode keempat

Sampai saat ini kita belum mengisi orbital tingkat 3 sampai penuh – tingkat 3d belum kita gunakan. Tetapi kalau kita melihat kembali tingkat energi orbital-orbital, kita dapat melihat bahwa setelah 3p energi orbital terendah adalah 4s – oleh karena itu elektron mengisinya terlebih dahulu.

K 1s22s22p63s23p6 4s1

Ca 1s22s22p63s23p6 4s2

Bukti kuat tentang hal ini ialah bahwa elemen seperti natrium ( 1s22s22p63s1 ) dan kalium ( 1s22s22p63s23p64s 1 ) memiliki sifat kimia yang mirip.

Elektron terluar menentukan sifat dari suatu elemen. Sifat keduanya tidak akan mirip bila konfigurasi elektron terluar dari kalium adalah 3d1.

Elemen blok s dan p

Elemen-elemen pada golongan 1 dari tabel periodik memiliki konfigurasi elektron terluar ns1 (dimana n merupakan nomor antara 2 sampai 7). Seluruh elemen pada golongan 2 memiliki konfigurasi elektron terluar ns2. Elemen-elemen di grup 1 dan 2 dideskripsikan sebagai elemen-elemen blok s.

Elemen-elemen dari golongan 3 seterusnya hingga gas mulia memiliki elektron terluar pada orbital p. Oleh karenanya, dideskripsikan dengan elemen-elemen blok p.

Elemen blok d

Perhatikan bahwa orbital 4s memiliki energi lebih rendah dibandingkan dengan orbital 3d sehingga orbital 4s terisi lebih dahulu. Setelah orbital 3d terisi, elektron selanjutnya akan mengisi orbital 4p.

Elemen-elemen pada blok d adalah elemen di mana elektron terakhir dari orbitalnya berada pada orbital d. Periode pertama dari blok d terdiri dari elemen dari skandium hingga seng, yang umumnya kita sebut dengan elemen transisi atau logam transisi. Istilah “elemen transisi” dan “elemen blok d” sebenarnya tidaklah memiliki arti yang sama, tetapi dalam perihal ini tidaklah menjadi suatu masalah.

Elektron d hampir selalu dideskripsikan sebagai, sebagai contoh, d5 atau d8 – dan bukan ditulis dalam orbital yang terpisah-pisah. Perhatikan bahwa ada 5 orbital d, dan elektron akan menempati orbital sendiri sejauh ia mungkin. Setelah 5 elektron menempati orbital sendiri-sendiri barulah elektron selanjutnya berpasangan.

d5 berarti

d8 berarti

Perhatikan bentuk pengisian orbital pada level 3, terutama pada pengisian atom 3d setelah 4s.

Sc 1s22s22p63s23p6 3d14s2

Ti 1s22s22p63s23p6 3d24s2

V 1s22s22p63s23p6 3d34s2

Cr 1s22s22p63s23p6 3d54s1

Perhatikan bahwa kromium tidak mengikuti keteraturan yang berlaku. Pada kromium elektron-elektron pada orbital 3d dan 4s ditempati oleh satu elektron. Memang, mudah untuk diingat jikalau keteraturan ini tidak berantakan – tapi sayangnya tidak !

Mn 1s22s22p63s23p6 3d54s2 (kembali ke keteraturan semula)Fe 1s22s22p63s23p6 3d64s2

Co 1s22s22p63s23p6 3d74s2

Ni 1s22s22p63s23p6 3d84s2

Cu 1s22s22p63s23p6 3d104s1 (perhatikan!)Zn 1s22s22p63s23p6 3d104s2

Pada elemen seng proses pengisian orbital d selesai.

Pengisian sisa periode 4

Orbital selanjutnya adalah 4p, yang pengisiannya sama seperti 2p atau 3p. Kita sekarang kembali ke elemen dari galium hingga kripton. Sebagai contoh, Brom, memilki konfigurasi elektron 1s22s22p63s23p63d104s 24px

24py24pz

1.

Rangkuman

Menuliskan konfigurasi elektron dari hidrogen sampai kripton

Gunakan tabel periodik untuk mendapatkan nomor atom yang berarti banyaknya jumlah elektron.

Isilah orbital-orbital dengan urutan 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p sampai elektron-elektron selesai terisi. Cermatilah keteraturan pada orbital 3d ! Isilah orbital p dan d dengan elektron tunggal sebisa mungkin sebelum berpasangan.

Ingat bahwa kromium dan tembaga memiliki konfigurasi elektron yang tidak sesuai dengan keteraturan.

Menuliskan struktur elektron elemen-elemen “besar” pada blok s dan p

Pertama kita berusaha untuk mengetahui jumlah elektron terluar. Jumlah elektron terluar sama dengan nomor golongan. Sebagai contoh, seluruh elemen pada golongan 3 memiliki 3 elektron pada level terluar. Lalu masukkan elektron-elektron tersebut ke orbital s dan p. Pada level orbital ke berapa ? Hitunglah periode pada tabel periodik.

Sebagai contoh, Yodium berada pada golongan 7 dan oleh karenanya memiliki 7 elektron terluar. Yodium berada pada periode 5 dan oleh karenanya elekton mengisi pada orbital 5s dan 5p. Jadi, Yodium memiliki konfigurasi elektron terluar 5s25px

25py25pz

1.

Bagaimana dengan konfigurasi elektron di dalamnya ? Level 1, 2, dan 3 telah terlebih dahulu terisi penuh, dan sisanya tinggal 4s, 4p, dan 4d. Sehingga konfigurasi seluruhnya adalah : 1s22s22p63s23p63d104s 24p64d105s25px

25p y25pz

1.

Jikalau kita telah menyelesaikannya, hitunglah kembali jumlah seluruh elektron yang ada apakah sama dengan nomor atom.

Contoh yang kedua, Barium , berada pada golongan 2 dan memiliki 2 elektron terluar. Barium berada pada periode keenam. Oleh karenanya, Barium memilki konfigurasi elektron terluar 6s2.

Konfigurasi keseluruhannya adalah : 1s22s22p63s23p63d104s 24p64d105s25p66s2.

Kita mungkin akan terjebak untuk mengisi orbital 5d10 tetapi ingatlah bahwa orbital d selalu diisi setelah orbital s pada level selanjutnya terisi. Sehingga orbital 5d diisi setelah 6s dan 3d diisi setelah 4s.

Jari-jari Atom

Jari-jari atom

Mengukur jari-jari atom

Tidak seperti halnya bola, sebuah atom tidak memiliki jari-jari yang tetap. Jari-jari atom hanya bisa didapat dengan mengukur setengah dari jarak antara dua buah atom yang berapitan.

Seperti halnya gambar diatas, pada atom yang sama kita bisa mendapatkan jari-jari yang berbeda tergantung dari atom yang berapitan dengannya.

Gambar pada bagian kiri menunjukkan atom yang berikatan. Kedua atom ini saling menarik satu sama lain sehingga jari-jarinya lebih pendek dibandingkan jika mereka hanya bersentuhan. Hal ini kita dapatkan pada atom-atom logam di mana mereka membentuk struktur logam atau atom-atomnya secara kovalen berikatan satu sama lain. Tipe dari jari-jari atom seperti ini disebut jari-jari (radius) logam atau jari-jari kovalen, tergantung dari ikatannya.

Gambar pada bagian kanan menunjukkan keadaan di mana kedua atom hanya bersentuhan. Daya tarik antar keduanya sangat sedikit. Tipe dari jari-jari atom seperti ini dinamakan jari-jari (radius) van der Waals di mana terjadi daya tarik yang lemah di antara kedua atom tersebut.

Kecenderungan jari-jari atom pada tabel periodik

Pola kecenderungan jari-jari atom tergantung dari jenis jari-jari atom mana yang ingin kita ukur – tapi pada prinsipnya pola seluruhnya sama.

Diagram-diagram di bawah ini menunjukkan jari-jari logam untuk elemen-elemen logam, jari-jari kovalen untuk elemen-elemen yang membentuk ikatan kovalen dan jari-jari van der Waals untuk elemen-elemen yang tidak membentuk ikatan (misalnya unsur gas mulia).

Kecenderungan jari-jari atom pada periode 2 dan 3

Kecenderungan jari-jari atom pada suatu golongan

Kita dapat segera memperkirakan bahwa jari-jari atom pada golongan yang sama akan semakin besar jika letak atom itu pada tabel periodik semakin di bawah. Alasannya cukup kuat – karena kulit elektron semakin bertambah.

Kecenderungan jari-jari atom menyusur satu periode

Kita perlu mengabaikan jari-jari gas mulia pada setiap periode. Karena neon dan argon tidak membentuk ikatan, kita hanya dapat mengukur jari-jari van der Waals – di mana ikatannya sangatlah lemah. Seluruh atom-atom lainnya jari-jari atom diukur berdasarkan jarak yang lebih kecil dikarenakan oleh kuatnya ikatan yang terbentuk. Kita tidak dapat membandingkan “suatu sifat yang sama” jika kita mengikutsertakan gas mulia.

Kecuali gas mulia, atom akan semakin kecil menyusur satu periode

Dari litium ke flor, elektron seluruhnya berada pada level dua, yang dihalangi oleh elektron pada 1s2. Peningkatan jumlah proton pada nukleus seiring dengan menyusurnya periode akan menarik

elektron-elektron lebih kuat. Kecenderungan pada energi ionisasi yang naik turun tidak kita temui pada radius atom.

Pada periode dari Natrium ke Klor, kita juga akan menemukan kecenderungan yang sama. Besar atom dikontrol oleh elektron-elektron pada tingkat ke 3 yang tertarik semakin dekat ke nukleus seiring dengan meningkatnya jumlah proton.

Kecenderugan pada elemen-elemen transisi

Walaupun pada awal dari elemen-elemen transisi, jari-jari atom sedikit mengecil, besar jari-jari atom hampir seluruhnya sama.

Dalam hal ini, besar dari jari-jari atom ditentukan oleh elektron-elektron 4s. Penarikan karena naiknya jumlah proton pada nukleus berkurang karena adanya penghalang tambahan yaitu bertambahnya elektron-elektron pada orbital 3d.

Memang hal ini agak sedikit membingungkan. Kita telah mempelajari bahwa orbital-orbital 4s memiliki tingkat energi lebih tinggi daripada 3d – di mana kebalikannya elektron akan menempati 4s sebelum 3d. Artinya, elektron-elektron 4s dapat kita simpulkan berada pada luar atom dan menentukan besarnya atom. Hal ini juga berarti orbital 3d berada lebih dekat dengan nukleus daripada 4s dan berperan sebagai penghalang.

Radius Ion

Ion-ion tidak memiliki besar yang sama dengan atom asalnya. Bandingkan besarnya ion natrium dan klor dengan atom natrium dan klor.

Ion Positif

Ion positif lebih kecil dibandingkan dengan atom asalnya. Konfigurasi elektron natrium adalah 2,8,1 ; sementara Na+ adalah 2,8. Kita kehilangan salah satu kulit elektron dan 10 elektron yang tersisa ditarik oleh 11 proton pada nukleus.

Ion Negatif

Ion negatif lebih besar dibandingkan dengan atom asalnya. Konfigurasi elektron klor adalah 2,8,7 ; sementara Cl- adalah 2,8,8. Walaupun elektron-elektron masih berada pada tingkat 3, penolakan tambahan terjadi karena bertambahnya elektron yang menyebabkan atom semakin membesar. Ion klor hanya memiliki 17 proton, tetapi mereka sekarang memiliki 18 elektron.

Orbital Atom

Apa itu orbital atom

Orbital dan orbit

Ketika planet bergerak mengitari matahari, kita dapat menggambarkan jalur yang ditempuh oleh planet itu yang disebut dengan orbit. Gambaran sederhana dari atom juga sama dengan fenomena tersebut dan kita dapat menggambar elektron-elektron yang mengorbit mengelilingi nukleus ( inti atom ). Walaupun sesungguhnya elektron-elektron tidak mengorbit pada jalur yang tetap melainkan mengorbit pada sebuah ruang yang disebut dengan orbital.

Orbit dan orbital terkesan sama, tetapi sebenarnya memiliki makna yang cukup berbeda. Kita perlu memahami perbedaan di antara keduanya.

Ketidakmungkinan penggambaran orbital elektron-elektron

Untuk menggambar suatu jalur kita perlu mengetahui secara pasti di mana objek tersebut berada dan ke arah mana objek itu bergerak. Sayangnya, kita tidak bisa melakukan hal tersebut untuk elektron-elektron.

Prinsip ketidakpastian Heisenberg menunjukkan bahwa kita tidak dapat mengetahui secara pasti di mana elektron itu berada dan ke arah mana elektron itu bergerak. Hal ini membuat kita tidak mungkin menggambarkan secara tepat jalur atau orbit dari elektron yang mengelilingi nukleus. Tetapi ada suatu cara lain yang bisa diterima untuk menggambarkan pergerakan elektron-elektron di sekitar nukleus.

Elektron hidrogen – orbital 1s

Bayangkan kita memiliki satu atom hidrogen dan menentukan posisi elektronnya pada suatu waktu tertentu. Segera sesudahnya, kita kembali menentukan posisi elektron ini, dan kita mendapati elektron itu sudah ada di posisi yang berbeda. Kita tidak mengerti bagaimana elektron ini berpindah dari posisi yang pertama ke posisi yang kedua.

Kita coba untuk terus mencari titik-titik posisi dari elektron tersebut, dan kita akan perlahan-lahan menemukan suatu gambaran 3 dimensi peta posisi dari elektron tersebut.

Dalam kasus elektron hidrogen, elektron dapat ditemukan di manapun di sekeliling nukleus. Diagram menunjukkan kemungkinan dari posisi elektron yang membentuk ruang wilayah yang mengelilingi nukleus.

Pada 95% dari hasil pengamatan, elektron dapat ditemukan dalam suatu ruang wilayah yang relatif dekat dengan nukleus. Wilayah dari ruang tersebut kita sebut dengan orbital.Kita dapat beranggapan bahwa orbital merupakan suatu ruang wilayah di mana elektron itu bergerak di dalamnya.

Tiap orbital memilki nama :

Orbital yang dihuni oleh elektron hidrogen disebut dengan orbital 1s. Angka “1” menunjukkan bahwa orbital tersebut memiliki tingkat energi yang terdekat dengan nukleus. Huruf “s” menunjukkan bentuk dari orbital tersebut. Orbital s berbentuk bulat simetris yang mengelilingi nukleus.

Orbital di sebelah kiri merupakan orbital 2s. Bentuknya sama dengan orbital 1s kecuali ruang wilayahnya yang lebih jauh dari nukleus – di mana letaknya pada tingkat energi kedua.

Jika kita perhatikan secara seksama, kita dapat menemukan bahwa terdapat wilayah di mana rapat elektronnya lebih tinggi ( di mana titik-titiknya lebih pekat ) dekat dengan nukleus. “Kerapatan elektron” merupakan suatu istilah yang dipakai untuk memberitahukan kemungkinan kita dapat menemukan elektron pada posisi tertentu.

Elektron-elektron 2s ( dan juga 3s, 4s ) berada dalam posisi dekat dengan nukleus daripada yang mungkin kita bayangkan. Efek dari ini adalah pengurangan energi dari elektron dalam orbital s. Semakin dekat elektron dengan nukleus, semakin rendah energinya.

orbital p

Tidak semua elektron memiliki sifat seperti orbital s. Pada tingkat energi pertama, orbital hanya terdiri dari orbital 1s, tetapi ketika kita memasuki tingkat energi kedua, selain daripada orbital 2s, kita akan menemukan orbital 2p.

Orbital p berbentuk seperti 2 buah balon yang identik yang diikat di tengahnya. Gambar di sebelah kiri menunjukkan adanya titik yang membagi ruang wilayah. Perlu diingat, orbital menunjukkan 95% kemungkinan elektron itu berada.

Tidak seperti orbital s, orbital p memiliki arah tertentu – pertama yang mengarah ke atas dan yang mengarah ke bawah.

Pada tiap tingkat energi ada kemungkinan terdapat 3 orbital p yang arahnya saling tegak lurus satu sama lain. Arah dari tiap orbital p ini diberi simbol px, py dan pz. x, y dan z merupakan koordinat dari orbital-orbital tersebut.

Orbital p pada tingkat energi kedua disebut dengan 2px, 2py dan 2pz. Begitu juga pada orbital lainnya 3px, 3py dan 3pz, maupun 4px, 4py dan 4pz dan seterusnya.

Seluruh tingkat energi selain dari tingkat energi pertama memiliki orbital p. Pada energi level yang lebih tinggi bentuk dari balon akan semakin lonjong, yang berarti kemungkinan elektron berada akan semakin jauh dari nukleus.

orbital d dan f

Selain daripada orbital s dan p, terdapat dua bentuk orbital lainnya di mana elektron berada pada tingkat energi yang lebih tinggi. Pada tingkat energi ketiga, kita akan menemukan 5 bentuk dari orbital d ( dengan bentuk dan penamaan yang lebih rumit ), dan tentunya juga orbital 3s dan orbital 3p (3px, 3py dan 3pz). Pada tingkat energi ketiga kita akan menemukan total 9 orbital.

Pada tingkat energi keempat, selain daripada orbital 4s , 4p dan 4d , kita juga akan menemukan tambahan 7 buah orbital f – dengan total 16 orbital. Orbital s, p, d dan f memiliki tingkat energi yang lebih tinggi.

Menempatkan elektron di orbital

Kita dapat membayangkan sebuah atom seperti sebuah istana – di mana nukleus berada pada lantai bawah tanah, kemudian tiap lantai terdiri dari kamar-kamar (orbital) yang akan ditempati oleh elektron-elektron. Lantai pertama hanya terdiri dari satu kamar ( yaitu orbital 1s ); lantai kedua terdiri dari 4 kamar ( orbital 2s, 2px, 2py dan 2pz ); lantai ketiga terdiri dari 9 kamar ( satu orbital 3s, tiga orbital 3p dan 5 orbital 3d ) dan seterusnya. Tetapi kamar-kamar tersebut tidaklah besar. Tiap orbital hanya dapat ditempati oleh 2 elektron.

Cara yang lazim digunakan untuk menggambarkan orbital yang dihuni oleh elektron adalah dengan cara ” kotak-kotak elektron “.

“Kotak-kotak elektron”

Orbital dapat diwakili oleh kotak dan atom digambarkan sebagai anak panah. Anak panah ke atas dan anak panah ke bawah digunakan untuk menggambarkan elektron yang berbeda arah.

Orbital 1s ditempati oleh 2 elektron seperti gambar di sebelah kanan dan kita bisa menuliskannya lebih singkat dengan 1s2 . Kata ini dibaca ” satu s dua ” bukan ” satu s kuadrat “.

Ingat, angka 1 mewakili tingkat energi, huruf s mewakili tipe dari orbital dan angka 2 mewakili jumlah elektron yang berada pada orbital tersebut.

Urutan mengisikan orbital

Elektron mengisi dari orbital pada tingkat energi rendah ( dekat dengan nukleus ) sebelum mengisi pada orbital pada tingkat yang lebih tinggi. Ketika dihadapkan pada orbital yang berada pada energi yang sama, elektron akan mengisi orbital yang kosong dahulu.

Diagram di bawah ini menggambarkan tingkat energi orbital sampai tingkat energi keempat.

Perhatikan bahwa orbital s selalu memiliki energi yang rendah daripada orbital p pada seluruh tingkat energi, jadi orbital s akan ditempati terlebih dahulu oleh elektron sebelum menempati orbital p.

Kita akan menemui kejanggalan pada posisi orbital 3d. Orbital ini berada pada tingkat energi yang lebih tinggi daripada 4s – jadi elektron akan menempati orbital 4s lebih dahulu sebelum menempati orbital 3d dan baru kemudian 4p. Kejanggalan berikutnya akan kita temui pada tingkat energi yang lebih tinggi lagi, sebagai contoh, di mana terjadi penindihan tingkat energi yang mengakibatkan orbital 4f akan terisi setelah orbital 6s.

Pengenalan Dasar Struktur Atom

Partikel sub atomProton, neutron dan elektron

massa relatif muatan relatifproton 1 +1neutron 1 0elektron 1/1836 -1

NukleusNukleus berada di tengah atom; ia mengandung proton dan neutron. Kumpulan proton dan neutron disebut juga nukleon.

Pada hakekatnya, seluruh massa atom berpusat di nukleus, karena massa elektron sangat kecil.

Memahami jumlah proton dan neutron

Jumlah proton = NOMOR ATOM dari atom

Nomor atom sering disebut juga nomor proton.

Jumlah proton + Jumlah neutron = NOMOR MASSA dari atom

Nomor massa disebut juga nomor nukleon.

Informasi nomor atom dan nomor massa biasanya disingkat dalam bentuk :

Berapa banyaknya proton dan neutron yang dimiliki oleh atom tersebut di atas?

Nomor atom merupakan jumlah proton (9) dan nomor massa merupakan jumlah proton + neutron (19). Jika atom terdiri dari 9 proton, maka akan ada 10 neutron sehingga total keseluruhannya 19.

Nomor atom menandakan posisi dari suatu elemen pada tabel periodik dan karenanya jumlah proton memberitahukan elemen apa yang kita maksudkan. Jadi, jika atom memiliki 8 proton (nomor atom = 8), ini pasti oksigen. Jika atom memiliki 12 proton (nomor atom= 12), ini pasti magnesium.

Begitu juga, setiap atom klor (nomor atom = 17) memiiki 17 proton, dan setiap atom uranium (nomor atom = 92) memiliki 92 proton.

Isotop

Banyaknya neutron di dalam sebuah atom bisa bervariasi dalam skala kecil. Sebagai contoh, ada tiga variasi atom 12C, 13C, 14C. Mereka seluruhnya memiliki jumlah proton yang sama, tetapi jumlah neutronnya berbeda.

proton neutron nomor massaKarbon-12 6 6 12Karbon-13 6 7 13Karbon-14 6 8 14

Atom-atom ini disebut isotop, yaitu atom-atom yang memiliki nomor atom yang sama tetapi nomor massa yang berbeda. Mereka memiliki jumlah proton yang sama tetapi jumlah neutron yang berbeda.

Variasi jumlah neutron tidak mengubah reaksi kimia dari karbon.

Elektron

Memahami jumlah elektron

Atom bermuatan netral. Ke-positif-an proton diseimbangkan dengan ke-negatif-an elektron. Hal ini menunjukkan bahwa di dalam atom netral :

banyaknya elektron = banyaknya proton

Jadi, jika sebuah atom oksigen (nomor atom = memiliki 8 proton, ia pasti memiliki 8 elektron; jika atom klor (nomor atom=17) memiliki 17 proton, ia pasti memiliki 17 elektron.

Susunan dari elektron-elektron

Elektron-elektron berada pada jarak tertentu dari nukleus di dalam suatu rangkaian level yang disebut dengan level energi. Tiap level energi hanya dapat diisi elektron dalam jumlah tertentu. Level energi pertama (terdekat dengan nukleus) terdiri dari 2 elekton, level kedua 8, dan level ketiga juga akan penuh ketika terisi 8 elektron.

Level-level ini berada dalam jarak yang cukup jauh dari nukleus. Elektron-elektron akan selalu berada pada level energi serendah mungkin selama level tersebut belum terisi penuh.

Memahami susunan dari sebuah atom* Lihatlah nomor atom dari tabel periodik. Yakinkan Anda memilih nomor yang benar di antara dua nomor yang diterakan. Nomor atom selalu lebih kecil dari nomor massa.* Nomor atom merupakan jumlah proton, dan karenanya nomor atom memberitahukan kita juga jumlah elektron.* Susunlah elektron-elektron dalam level-level energi, selalu isi level terdalam sebelum mengisi level luar.

contoh. mencari susunan dari atom klor* Tabel periodik memberikan kita nomor atom 17* Oleh karenanya atom klor terdiri dari 17 proton dan 17 elektron* Susunan dari elektron-elektron tersebut adalah 2,8,7 ( 2 di level pertama, 8 di level kedua, dan 7 di level ketiga )

Susunan dari 20 elemen pertama

Setelah 20 elemen pertama ini kita akan memasuki elemen transisi tabel periodik.Dua hal penting yang perlu diperhatikan

Jika kita melihat susunan dalam tabel periodik:

* Jumlah elektron pada tingkat terluar (atau kulit terluar) sama dengan nomor golongan. (Kecuali helium yang hanya memiliki 2 elektron. Gas Mulia biasa disebut dengan golongan O bukan golongan 8). Hal ini berlaku di seluruh golongan elemen pada tabel periodik (kecuali elemen-elemen transisi).Jadi, jika kita mengetahui bahwa barium terletak pada golongan 2, berarti ia memiliki 2 elektron pada tingkat terluar; yodium merupakan golongan 7 yang berarti ia memiliki 7 elektron pada tingkat terluar.

* Gas mulia memiliki elektron penuh pada tingkat terluar.

Struktur dan diagram elektron

Dalam kimia dasar kita akan menemukan struktur elektronik dari hidrogen dan karbon, seperti gambar di bawah ini :

Lingkaran-lingkaran tersebut menggambarkan tingkat energi – yang sama dengan peningkatan jarak dari nukleus. Kita dapat membentangkan lingkaran tersebut dan menggambar struktur elektron tersebut dalam diagram elektron yang lebih sederhana.

Sebagai contoh, karbon dapat digambar sebagai berikut ini :