Sifat-Sifat Periodisitas Rambu-rambu Kunci Jawaban Latihan Kegiatan Belajar-3

4.3 Sifat-Sifat Periodisitas

Salah satu manfaat penataan unsur-unsur di dalam TPU adalah pemahaman sifat-sifat kimiawi baik bagi unsur-unsur dalam posisi periode maupun dalam posisi golongan. Sifat- sifat ini, misalnya yang berkaitan dengan jari-jari atomik, energi ionisasi, afinitas elektron, dan elektronegativitas, akan dibahas dalam kesempatan ini; disamping itu sifat-sifat senyawanyapun dapat dipelajari secara lebih sistematik.

4.3.1 Jari-jari Atomik Salah satu sifat periodik yang sangat

sistematik adalah jari-jari atomik unsur- unsur. Apakah yang dimaksud dengan ukuran atomik itu? Oleh karena elektron dalam suatu atom unsur hanya dapat didefinisikan dengan istilah peluang probabilitas, maka sesungguhnya tidak ada batas yang nyata dalam suatu atom. Namun demikian ada dua cara yang umum untuk mendefinisikan jari-jari atomik. Pertama, jari-jari atomik dapat dinyatakan sebagai setengah jarak antara dua inti atom yang bergabung dengan ikatan kovalen dalam molekul diatomik, yaitu disebut jari-jari kovalen, r kov . Kedua, jari-jari atomik dinyatakan sebagai setengah jarak antara dua inti atom dari molekul-molekul diatomik yang bertetangga, yaitu disebut jari-jari van der Waals, r vdW . Lebih lanjut untuk unsur-unsur logam, adalah dimungkinkan untuk mengukur jari-jari metalik, r M , yaitu setengah jarak antara dua inti atom-atom bertetangga dalam logam padat pada temperatur dan tekanan kamar; namun demikian, jarak ini bergantung pada bilangan koordinasi kisi kristal logam yang bersangkutan, dan umumnya semakin besar bilangan koordinasi semakin besar jari-jari metaliknya. Dalam senyawa ionik padat adalah mungkin untuk mengukur jarak antara kation dan anion tetangganya. Namun perbedaan anion tetangga, juga bilangan koordinasi kisi kristal, akan menghasilkan jarak yang berbeda-beda pula. Oleh karena itu perlu ditetapkan adanya standar pembanding yaitu ion O 2 - dengan jari-jari r- = 1,40 Å; alasannya adalah bahwa unsur ini membentuk senyawa dengan banyak macam unsur lain, cukup keras dalam arti tidak mudah terpolarisasi sehingga ukurannya tidak banyak bervariasi meskipun dalam senyawa dengan unsur yang berbeda-beda. Dengan pertimbangan tersebut, jari-jari ion didefinisikan sebagai jarak antara pusat kation dan pusat anion yang dibagi secara adil berdasarkan jari-jari O 2 - sebesar 1,40 Å. Sebagai contoh, jari-jari ion Mg 2+ diperoleh dengan mengurangi sebesar 1,40 Å terhadap jarak antara dua inti ion Mg 2+ dan O 2 - yang bertetangga dalam senyawa MgO. Pemahaman jari-jari kovalen r kov , jari-jari van der Waals , r vdW , jari-jari metalik, r M , jari-jari kation, r + , dan jari-jari anion, r- dilukiskan dalam Gambar 4.2. 2 r kov Gambar 4.2 Perbandingan antara r kov , r vdW , r M , r + dan r - 2 r M 2 r vdW r + + r - MODUL PLPG 2014 | PENDALAMAN MATERI KIMIA 297 Tabel 4.4 Jari-jari atom dalam pm unsur-unsur utama H : 37 He : 50 Li : 152 Be : 111 B : 80 C : 77 N : 75 O : 73 F : 71 Ne : 65 Na : 186 Mg: 160 Al : 143 Si : 118 P : 110 S : 103 Cl : 99 Ar : 95 K : 227 Ca : 197 Ga : 141 Ge : 122 As : 125 Se : 116 Br : 114 Kr : 110 Rb : 248 Sr : 215 In : 163 Sn : 141 Sb : 138 Te : 135 I : 133 Xe : 130 Cs : 265 Ba : 217 Tl : 170 Pb : 175 Bi : 155 Po : 118 At : - Rn : 145 Harga jari-jari kovalen bagi hampir semua atom unsur telah diketahui, namun karena ini merupakan hasil eksperimen maka nilainya sedikit bervariasi. Kecenderungan- periodisitas secara umum dapat diperiksa pada Tabel 4.4 dan Gambar 4.3. Secara khusus dibahas unsur-unsur periode 2 dan golongan 1 alkali sebagaimana ditunjukkan data berikut. Periode 2 : Li Be B C N O F Ne r kov pm : 134 91 82 77 74 70 68 - Alkali : Li Na K Rb Cs Fr r M pm : 134 154 196 216 235 - Dalam periode, jari-jari atom menurun dengan naiknya nomor atom. Kecenderungan ini sangat mudah dipahami dengan menerapkan parameter muatan inti efektif, Z ef , sebagaimana dibicarakan terdahulu. Dalam periode, ukuran atom dibatasi oleh orbital-orbital dalam ukuran volume kulit yang sama besarnya. Unsur-unsur periode 2 mempunyai konfigurasi elektronik 1s 2 2s 1 - 2 . Ukuran atom ditentukan oleh besarnya muatan inti efektif yang dirasakan oleh elektron-elektron dalam orbital yang bersangkutan yaitu 1s, 2s, dan 2p. Naiknya nomor atom berarti naiknya Z ef yang dirasakan oleh setiap elektron dalam orbital yang bersangkutan, sehingga orbital-orbital ini mengalami kontraksi ke arah inti atom yang semakin besar dan akibatnya atom akan nampak semakin kecil. Dalam golongan, jari-jari atom bertambah besar dengan naiknya nomor atom. Ukuran atom ditentukan oleh ukuran orbital terluar. Unsur-unsur dalam golongan ditandai dengan elektron valensi yang sama. Golongan utama yaitu s dan p, mempunyai konfigurasi elektronik terluar 1-7s x , dan 1-7s 2 1-7p x . Naiknya nomor atom berarti bertambahnya Nomor Atom Jari-jari Atom pm 50 100 150 200 250 300 10 20 30 40 50 60 70 80 90 Li Rn Cs Rb K Na Xe Kr Ar Ne He H 5d 4f 4d 3d Gambar 4.3 Jari-jari atom untuk beberapa unsur 298 MODUL PLPG 2014 | PENDALAMAN MATERI KIMIA kulit elektron atau bertambahnya elektron dalam dan bertambahnya ukuran orbital terluar sehingga elektron terluar mengalami “perlindungan” shielding oleh elektron-elektron dalam yang semakin efektif dari pengaruh tarikan inti, dan akibatnya atom akan nampak semakin besar. Perlu diingat bahwa inti atom merupakan bagian atom yang sangat kecil; jari-jari kovalen atom oksigen yang panjangnya ~ 70 pm, jari-jari inti atomnya hanya 0,0015 pm. Jadi dalam hal volume keseluruhan atom, inti atom hanya mewakili sekitar 10 - 11 bagian. 4.3.2 Energi Ionisasi Pada dasarnya energi ionisasi E i didefinisikan sebagai energi yang diperlukan untuk mengeluarkan elektron dari tiap mol spesies dalam keadaan gas. Energi untuk mengeluarkan satu elektron pertama dari atom netralnya disebut sebagai energi ionisasi pertama dan untuk mengeluarkan satu elektron kedua disebut energi ionisasi kedua, demikian seterusnya untuk pengeluaran satu elektron berikutnya. Mudah dipahami bahwa mengeluarkan satu elektron pertama dari atom netralnya akan lebih mudah daripada mengeluarkan satu elektron kedua dan seterusnya dari kation yang bersangkutan karena pengaruh muatan inti menjadi semakin lebih efektif terhadap elektron yang semakin berkurang jumlahnya. Perhatikan contoh berikut ini: Li g →  Li + g + e E i 1 = 520 kJ mol - 1 Li + g →  Li 2+ g + e E i 2 = 7298 kJ mol - 1 Li 2+ g →  Li 3+ g + e E i 3 = 11815 kJ mol - 1 Jadi pada proses tersebut, E i 1 E i 2 E i n; nilai energi ionisasi pertama atom unsur utama disajikan dalam Tabel 4.5, dan energi ionisasi pertama hingga kedelapan dapat diperiksa pada Tabel 4.6. Tabel 4.5 Energi ionisasi pertama dalam kJ mol - 1 atom-atom unsur utama H : 1312 He : 2372 Li : 520 Be : 899 B : 801 C : 1086 N : 1402 O : 1314 F : 1681 Ne : 2081 Na : 496 Mg : 738 Al : 578 Si : 786 P : 1012 S : 1000 Cl : 1251 Ar : 1521 K : 419 Ca : 590 Ga : 579 Ge : 762 As : 944 Se : 941 Br : 1140 Kr : 1351 Rb : 403 Sr : 550 In : 558 Sn : 709 Sb : 832 Te : 869 I : 1008 Xe : 1170 Cs : 376 Ba : 503 Tl : 589 Pb : 716 Bi : 703 Po : 812 At : - Rn : 1037 Betapapun lemahnya, pasti ada interaksi ikatan antara elektron valensi dengan inti atom, sehingga untuk mengeluarkan selalu diperlukan energi; dengan demikian, energi ionisasi selalu berharga positif. Energi ionisasi ini dapat ditentukan secara eksperimen dengan menempatkan spesies gas di dalam tabung, kemudian tegangan voltase dalam tabung dinaikkan secara perlahan; praktis tidak ada arus listrik sampai dengan harga voltase tertentu pada saat sebuah elektron dilepas oleh spesies yang bersangkutan. Harga voltase pada saat mulai terjadinya arus listrik inilah yang didefinisikan sebagai energi ionisasi; oleh karena itu, energi ionisasi biasanya dinyatakan dengan satuan non SI, elektron Volt , eV 1 eV = 1,60 x 10 - 19 J = 96,485 kJ mol - 1 , dan sering pula disebut sebagai potensial ionisasi . MODUL PLPG 2014 | PENDALAMAN MATERI KIMIA 299 Dengan batasan tersebut berarti bahwa energi ionisasi bergantung pada seberapa kuat elektron terikat oleh atomnya atau seberapa kuat muatan inti efektif Z ef berpengaruh terhadap elektron terluar yang akan dikeluarkan. Dengan demikian, energi ionisasi bervariasi seiring dengn bervariasinya gaya tarik elektrostatik Coulomb, E i = 2 r .e Z ef , yaitu mempunyai harga terendah untuk Z ef terkecil dan r jari-jari atom terbesar. Untuk unsur-unsur dalam satu golongan dalam Tabel Periodik Unsur, pengaruh muatan inti efektif terhadap elektron valensi relatif konstan atau naik sangat sedikit dengan naiknya nomor atom karena bertambahnya muatan inti diimbangi pula dengan bertambahnya fungsi perisai elektron screeningshielding effect; sedangkan jari-jari atom bertambah secara tajam dengan bertambahnya kulit elektron utama. Dengan demikian dapat dipahami bahwa secara umum energi ionisasi menurun dengan bertambahnya nomor atom sebagaimana ditunjukkan oleh contoh berikut. Unsur Konfigurasi E i kJ mol - 1 3 Li 1s 2 2s 1 520 11 Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 496 19 K 1s 2 2s 2 2p 3s 2 3p 6 4s 1 419 Untuk unsur-unsur dalam satu periode dalam Tabel Periodik Unsur, dengan naiknya nomor atom muatan inti efektif semakin membesar secara kontinu, yaitu naik kira-kira sebesar 0,65 satuan untuk setiap tambahan satu elektron, yang berakibat jari-jari atom semakin pendek. Dengan demikian, elektron terluar semakin sukar dikeluarkan yang berarti energi ionisasi semakin besar. Jadi, unsur-unsur alkali mempunyai energi ionisasi terendah sedangkan unsur-unsur gas mulia mempunyai energi ionisasi tertinggi. Perubahan energi ionisasi secara periodik dilukiskan pada Gambar 4. 4. Namun demikian, terdapat beberapa kekecualian yaitu naiknya energi ionisasi unsur- unsur dalam satu periode ternyata tidak menunjukkan alur yang mulus sebagaimana ditunjukkan oleh Gambar 4.5. Atom dengan konfigurasi elektronik penuh atau setengah Nomor Atom 500 1000 1500 2000 2500 10 20 30 40 50 60 70 80 90 He Ne Xe Rn Kr Ar K Rb Cs Li Na H Energi Ionisasi kJ mol -1 5d Mg Al Si P S Cl 4f 4d 3d Gambar 4.4 Periodisitas nergi ionisasi unsur-unsur 300 MODUL PLPG 2014 | PENDALAMAN MATERI KIMIA penuh ternyata mempunyai energi ionisasi relatif lebih tinggi daripada atom-atom terdekatnya. Misalnya, E i Li E i Be E i B, demikian juga E i C E i N E i O. Data ini dapat menyarankan bahwa elektron dalam konfigurasi penuh Be lebih sukar dilepas daripada konfigurasi setengah atau tidak penuh B; demikian juga elektron dalam konfigurasi setengah penuh .... 2s 2 2p 3 , N, lebih sukar dilepas daripada elektron dalam konfigurasi tidak penuh ...... 2s 2 2p 4 , O. Jadi, spesies dengan konfigurasi elektronik penuh dan setengah penuh yang sering dikatakan mempunyai konfigurasi simetris, lebih stabil daripada spesies dengan konfigurasi kurang simetris. Mengapa demikian? Untuk menjawab pertanyaan ini perlu dipertimbangkan pula peran tolakan antar elektron seperti dijelaskan berikut ini. Rasio muatan inti efektif terhadap elektron terluar antara atom Li dan Be adalah: ] Be [ ] Li [ ef ef Z Z = 191 128 = 23. Berdasarkan rumusan Bohr, energi elektron terluar untuk Be tentulah berkisar [ 2 3 ] 2 lebih besar daripada energi elektron terluar atom Li. Energi ini secara teoritis adalah 4 9 x 520 kJ mol - 1 = 1170 kJ mol - 1 . Kenyataannya, energi ionisasi pertama untuk Be hanyalah 900 kJ mol - 1 . Perbedaan ini sangat mungkin disebabkan oleh adanya tolakan antar elektron khususnya elektron 2s 2 , sehingga mempermudah untuk mengeluarkan elektron terluar tersebut. Naiknya muatan inti efektif terhadap elektron terluar 2p 1 untuk atom B ternyata tidak diikuti terus oleh naiknya energi ionisasinya, melainkan E i B E i Be. Hal ini mudah dipahami karena elektron 2p 1 menempati energi yang relatif lebih tinggi daripada elektron-elektron 2s 2 . Tambahan elektron-elektron pada kedua unsur berikutnya, C dan N, menempati orbital 2p yang berbeda, misalnya 2p 1 untuk atom B, 2p x 1 , 2p y 1 untuk atom C, dan 2p x 1 , 2p y 1 , 2p z 1 untuk atom N, sehingga tolakan antar elektron 2p n menjadi serendah mungkin. Oleh karena itu harga E i ketiga atom unsur ini terletak dalam satu garis kecenderungan yang naik secara teratur. Tambahan satu elektron berikutnya yaitu untuk atom unsur O, menghasilkan sepasang elektron pada salah satu orbital 2p O: 1s 2 2s 2 2p z 2 2p x 1 2p y 1 . Hal ini tentu mengakibatkan naiknya tolakan antar elektron dalam orbital 2p yang cukup signifikan sehingga elektron ini mudah dilepas. Dengan demikian dapat dimengerti bahwa E i O E i N. Demikianlah seterusnya sehingga rasionalisasi yang sama umumnya dapat diterapkan untuk unsur-unsur berikutnya. Gambar 4.5 Grafik energi ionisasi pertama H - Na 500 1000 1500 2000 2500 2 4 6 8 10 12 H He Li Ne F O N C B Be Na E i kJ. mol - 1 Nomor Atom MODUL PLPG 2014 | PENDALAMAN MATERI KIMIA 301

4.3.3 Afinitas elektron atau energi afinitas Definisi Konvensional

Hampir semua atom netral mempunyai kapasitas untuk menerima paling tidak satu elektron tambahan, yang kemudian dikenal dengan istilah afinitas elektron. Pada proses ini umumnya dibebaskan energi, berlawanan dengan proses pengeluaran elektron dari suatu atom yang membutuhkan energi. Karena afinitas elektron menunjuk pada energi, maka lebih sering disebut sebagai energi afinitas E a . Secara konvensional, energi afinitas didefinisikan sebagai energi yang dibebaskan bila tiap mol atom netral atau ion dalam keadaan gas menangkap elektron membentuk ion negatif. Dengan demikian, proses yang terjadi dapat dipandang sebagai kebalikan dari proses pelepasan elektron, yaitu: M g + e →  M- g .......... E a 1 M- g + e →  M 2 - g .......... E a 2 Dapat dipahami bahwa E a 1 E a 2 E a 3 dan seterusnya, karena tambahan elektron kedua dan seterusnya akan mendapat tolakan dari spesies negatif hasil, sehingga tidak lagi dibebaskan energi melainkan malahan dibutuhkan energi yang semakin besar; dengan demikian energi yang dibebaskan semakin kecil atau bahkan negatif, atau dengan kata lain justru membutuhkan energi. Sayangnya definisi tersebut bertentangan dengan umumnya perjanjian yang berlaku pada termodinamika yaitu bahwa selisih entalpi ∆H pada proses eksotermik bertanda negatif. Untuk mengubah definisi tersebut tentu tidak mudah dalam arti mungkin dapat menimbulkan kesalah pahaman. Untuk mengurangi timbulnya pertentangan atau kebingungan, penjelasan pengertian afinitas elektron dapat didekati dengan dua cara sebagai berikut. Pertama, atom unsur F karena paling aktif, dipakai sebagai standar dengan afinitas elektron berharga positif, walaupun sebenarnya selisih entalpi proses penangkapan elektron berharga negatif. Jadi, pada proses F g + e →  F- g ∆H = -337 kJ mol - 1 , energi afinitas E a = + 337 kJ mol - 1 . Dengan kata lain energi afinitas harus didefinisikan sebagai lawan selisih entalpi, E a = - ∆H. Kedua, dengan menganggap bahwa afinitas elektron suatu atom sama dengan energi ionisasi anion yang bersangkutan, maka proses penangkapan satu elektron oleh atom unsur F pada contoh tersebut dapat diekspresikan sebaliknya ke dalam bentuk proses endotermik F- g →  F g + e , ∆H = + 337 kJ mol - 1 . Jadi, dalam hal ini E a = ∆H = + 337 kJ mol - 1 . Dengan kata lain, afinitas elektron didefinisikan sebagai energi yang diperlukan untuk mengeluarkan elektron-lebih dari tiap mol ion negatif menjadi atom netralnya dalam keadaan gas. Pandangan pertama pada dasarnya sama dengan definisi versi konvensional sehingga seolah-olah memberikan pengertian yang berlawanan dengan pengertian energi ionisasi. Pandangan kedua menunjukkan pengertian yang paralel antara energi afinitas dengan energi ionisasi sehingga kedua macam energi ini dapat diekspresikan ke dalam satu proses berikut ini yang sepertinya hanya melibatkan pelepasan elektron saja: 302 MODUL PLPG 2014 | PENDALAMAN MATERI KIMIA Barangkali sangat sukar ditemukan adanya satu unsur yang secara lengkap memenuhi ekspresi diagram di atas. Namun demikian, diagram tersebut melukiskan suatu kesinambungan kecenderungan hubungan antara harga ∆H dengan elektron ke n yang dikeluarkan dari atom yang bersangkutan; hubungan ini adalah bahwa makin besar harga n makin besar pula harga ∆H atau makin besar pula harga E a maupun E i nya. Jadi, energi ∆H yang terlibat berubah namanya dari E a menjadi E i setelah melewati spesies netral M sebagai crossover point. Perlu diperhatikan bahwa menurut pandangan ini pengertian energi afinitas ke n, E a n, adalah energi yang diperlukan untuk mengeluarkan satu elektron dari ion negatif M n - sedangkan energi afinitas pertama, E a 1 adalah energi yang diperlukan untuk mengeluarkan satu elektron dari ion negatif M-. Dari uraian di atas jelas bahwa baik energi ionisasi, E i maupun energi afinitas, E a , keduanya menunjuk pada kemampuan suatu spesies atom netral maupun ion untuk menangkap elektron. Walaupun pengertian keduanya ini paralel, kenyataannya energi afinitas lebih sukar ditentukan secara eksperimen, tidak seperti halnya energi ionisasi. Beberapa unsur yang energi afinitasnya dapat ditentukan secara eksperimen adalah unsur- unsur O, S dan halogen. Energi afinitas unsur-unsur yang lain ditentukan dengan pendekatan menurut berbagai-bagai metode, misalnya metode ekstrapolasi, Haber-Born Cycle , dan metode mekanika kuantum Hartree-Fock semuanya tidak dibicarakan disini; hasilnya, ternyata sangat bervariasi walaupun menunjukkan kecenderungan yang paralel dari berbagai macam metode tersebut. Harga energi afinitas beberapa unsur utama dapat diperiksa pada Tabel 4.7. Pengertian energi afinitas demikian juga energi ionisasi bagi setiap atom unsur bersifat kumulatif langsung, artinya energi afinitas dua elektron suatu spesies netral misalnya, merupakan jumlah dari energi afinitas pertama dan kedua bagi spesies yang bersangkutan. Untuk atom unsur oksigen misalnya, dapat dinyatakan seperti berikut ini. O g + e →  O- g E a 1 = + 141 kJ mol - 1 = +1,46 eV energi bebas O- g + e →  O 2 - g E a 2 = - 844 kJ mol - 1 = - 8,75 eV energi diserap __________________________________________________________________ + O g + 2 e →  O 2 - g E a = - 703 kJ mol - 1 = - 7,29 eV energi diserap Jadi, afinitas dua elektron atom oksigen adalah - 703 kJ mol - 1 .  →   M n - - e M 1 - n M 1 - - e - e - e M ∆H = E a n M 1+ M n-1 M n+ ∆H = E a 1 ∆H = E i 1 ∆H = E i n →   →    →    →    →   MODUL PLPG 2014 | PENDALAMAN MATERI KIMIA 303 Tabel 4.7 Energi afinitas pertama ∆H o kJ mol - 1 beberapa unsur utama untuk definisi konvensional, E a , dipakai tanda yang berlawanan H - 73 He 48 Li - 60 Be 48 B - 27 C -122 N 7 O - 141 F - 328 Ne 116 Na - 53 Mg 39 Al - 42 Si - 134 P - 72 S - 200 Cl - 349 Ar 96 K - 48 Ca 29 Ga - 29 Ge - 116 As - 78 Se - 195 Br - 325 Kr 96 Rb - 47 Sr 29 In - 29 Sn - 116 Sb - 103 Te - 190 I - 295 Xe 77 Definisi Modern Berlawanan dengan perjanjian konvensional, publikasi para ahli kimia akhir-akhir ini memandang afinitas elektron langsung dengan besaran termodinamika ∆H; jadi, afinitas elektron didefinisikan sebagai perubahan entalpi yang terjadi pada penambahan elektron kedalam tiap mol atom atau ion dalam keadaan gas. Misalnya untuk oksigen, afinitas elektron langsung diekspresikan dengan besaran termodinamika sebagai berikut O g + e →  O - g ∆H 1 = - 141 kJ mol - 1 = - 1,46 eV O- g + e →  O 2 - g ∆H 2 = + 844 kJ mol - 1 = + 8,75 eV Dengan demikian, perjanjian ini menghasilkan numerik yang sama tetapi berlawanan tanda dengan perjanjian konvensional untuk harga E a . Untuk tidak menimbulkan kebingungan, maka yang perlu diperhatikan adalah harga dari besaran termodinamika, ∆H, dalam proses penangkapan elektron tersebut, karena kedua pandangan menghasilkan nilai yang sama. Oleh karena nilai ∆H dapat positif atau negatif maka ungkapan data, misalnya dalam tabel, perlu dicantumkan besaran mana yang dipilih, seyogyanya ∆H. Kecenderungan Afinitas Elektron Bagaimana kecenderungan harga afinitas elektron unsur-unsur dalam TPU? Oleh karena elektron tambahan masuk ke dalam kulit valensi dan kemudian terikat dengan gaya elektrostatik dengan inti atom, maka afinitas elektron dapat diramalkan akan menurun dengan naiknya jari-jari dan akan naik dengan naiknya muatan inti efektif atom yang bersangkutan. Namun kenyataannya Tabel 4.7, kecenderungan tersebut tidaklah semulus atau sesederhana sebagaimana kecenderungan harga energi ionisasi. Bahkan dalam banyak unsur, harga afinitas elektron menunjukkan kecenderungan yang berlawanan dengan kecenderungan harga energi ionisasinya relatif terhadap unsur-unsur terdekatnya. 4.3.4 Elektronegativitas Pengertian elektronegativitas ternyata cukup bervariasi. Istilah ini pertama kali dikemukakan oleh Linus Pauling yang mendefinisikan elektronegativitas sebagai kekuatan atau kemampuan atom menarik elektron-elektronnya ke dalam dirinya sendiri dalam suatu molekul. Definisi ini menunjukkan bahwa elektronegativitas bukanlah merupakan suatu sifat yang berhubungan dengan atom secara terisolasi melainkan atom dalam senyawanya. Namun demikian, ukuran elektronegativitas dapat diturunkan untuk tiap-tiap atom. 304 MODUL PLPG 2014 | PENDALAMAN MATERI KIMIA Dalam rasionalisasinya Pauling mendasarkan pada data termodinamika yang menunjukkan bahwa ikatan antara dua macam atom selalu lebih kuat daripada harga yang diramalkan menurut kekuatan ikatan masing-masing atom unsur dalam molekul diatomiknya. Sebagai contoh, energi ikatan Cl 2 dan F 2 masing-masing adalah 242 dan 153 kJ mol - 1 , tetapi energi ikatan untuk senyawa Cl–F ternyata 255 kJ mol - 1 . Dalam hal ini Pauling berasumsi bahwa jika ikatan Cl–F berupa kovalen murni tunggal seperti halnya pada Cl–Cl maupun F–F, maka energi ikatannya tentunya sebesar rata-rata dari keduanya yaitu ½242 + 153 = 197,5 kJ mol - 1 . Perbedaan energi sebesar ~ 57,5 kJ mol - 1 dapat dipandang sebagai energi kestabilan senyawa Cl–F yang tentunya bukan datang dari sifat kovalensinya. Dalam hal ini selanjutnya Pauling mengenalkannya sebagai energi resonansi ionik ↔ kovalen. Bentuk resonansi ionik ↔ kovalen muncul sebagai akibat adanya perbedaan kemampuan menarik elektron ke dalam diri masing-masing atom penyusun senyawa yang bersangkutan atau dengan kata lain sebagai akibat adanya perbedaan elektronegativitas masing-masing atom penyusunnya. Jadi secara umum, Pauling mendapatkan bahwa energi ikatan molekul heteropolar A–B yang dinyatakan dengan simbol D AB , selalu lebih besar daripada jumlah rata-rata D AA + D BB . Dalam hal ini secara matematik dapat dinyatakan bahwa: D AB = ½ D AA + D BB + ∆ AB D AB , D AA , D BB , dan ∆ AB dalam satuan kcal mol - 1 Dari banyak data, Pauling dapat merumuskan bahwa: ∆ AB = 23,06 χ A - χ B 2 atau B A 208 , B A ∆ = χ χ − χ A dan χ B adalah suatu tetapan yang karakteristik untuk tiap-tiap atom, dan inilah yang kemudian dikenal sebagai besaran elektronegativitas atom yang bersangkutan. Selanjutnya dengan memperhatikan data termokimia dan menetapkan salah satu harga χ sembarang yaitu 2,1 untuk atom hidrogen dapatlah ditentukan harga elektronegativitas relatif untuk atom-atom yang lain sebagaimana ditunjukkan pada Tabel 4.8. Berbeda dari Pauling, R. Mulliken mengusulkan pendekatan alternatif lain dengan melibatkan parameter atomik secara langsung yaitu energi ionisasi dan afinitas elektron; pada dasarnya elektronegativitas absolut suatu atom didefinisikan sebagai harga rata-rata dari energi ionisasi dan afinitas elektron atom yang bersangkutan menurut formula: χ M = ½E i + E a , dengan E i dan E a dalam satuan eV Namun demikian, energi ionisasi dan afinitas elektron yang dimaksudkan disini berhubungan dengan tingkat valensi atom yang bersangkutan, yaitu keadaan yang menganggap atom dalam keadaan bagian dari suatu molekul; jadi, dalam perhitungan melibatkan tingkat-tingkat spektroskopik atom yang bersangkutan. Hasilnya berupa numerik yang paralel dengan skala Pauling dan hubungan antara keduanya mendekati formula berikut: χ P = 0,336 χ M - 0,615 atau χ P = 1,35 M χ - 1,37 P = Pauling, dan M = Mulliken MODUL PLPG 2014 | PENDALAMAN MATERI KIMIA 305 Pengertian elektronegativitas yang lain diusulkan oleh A. L. Allred dan E. G. Rochow yang mendefinisikan elektronegativitas sebagai gaya yang bekerja pada elektron- elektron dalam atom pada jarak jari-jari kovalen dalam Å; rumusan yang diajukan adalah: χ A = 2 2 . kov ef r Z e . Ternyata harga-harga yang diperoleh lebih signifikan daripada kedua model yang disebutkan terdahulu dalam meramalkan kecenderungan sifat-sifat kimiawi unsur-unsur. Skala elektronegativitas Allred - Rochow diperoleh dari hubungan: χ AR = 0,359 2 r Z ef + 0,744 Tabel 4.8 Data elektronegativitas menurut skala Pauling atas dan Allred-Rochow bawah; tingkat oksidasi kelompok d dan f ditunjukkan di atas golongan H 2,10 2,20 He 5,50 Li 0,98 0,97 Be 1,57 1,47 B 2,04 2,01 C 2,55 2,50 N 3,04 3,07 O 3,44 3,50 F 3,98 4,10 Ne 4,84 Na 0,93 1,01 Mg 1,31 1,23 +3 +2 +2 +2 +2 +2 +2 +2 +1 +2 Al 1,61 1,47 Si 1,90 1,74 P 2,19 2,06 S 2,58 2,44 Cl 3,16 2,83 Ar 3,20 K 0,82 0,91 Ca 1,00 1,04 Sc 1,36 1,20 Ti 1,54 1,32 V 1,63 1,45 Cr 1,66 1,56 Mn 1,55 1,60 Fe 1,83 1,64 Co 1,88 1,70 Ni 1,91 1,75 Cu 2,00 1,75 Zn 1,65 1,66 Ga 1,81 1,82 Ge 2,01 2,02 As 2,18 2,20 Se 2,55 2,48 Br 2,96 2,74 Kr 3,00 2,94 Rb 0,82 0,89 Sr 0,95 0,99 Y 1,22 1,11 Zr 1,33 1,22 Nb 1,60 1,23 Mo 2,16 1,30 Tc 1,90 1,36 Ru 2,20 1,42 Rh 2,28 1,45 Pd 2,20 1,35 Ag 1,93 1,42 Cd 1,69 1,46 In 1,78 1,49 Sn 1,96 1,72 Sb 2,05 1,86 Te 2,10 2,01 I 2,66 2,21 Xe 2,60 2,40 Cs 0,79 0,86 Ba 0,89 0,97 Lu 1,27 1,14 Hf 1,30 1,23 Ta 1,50 1,33 W 2,36 1,40 Re 1,90 1,46 Os 2,20 1,52 Ir 2,20 1,55 Pt 2,28 1,44 Au 2,54 1,42 Hg 2,00 1,44 Tl 2,04 1,44 Pb 2,33 1,55 Bi 2,02 1,67 Po 2,00 1,76 At 2,20 1,90 Rn 2,06 Fr 0,70 0,86 Ra 0,90 0,97 +3 +3 +3 +3 +3 +3 +3 +3 +3 +3 +3 +3 +3 +3 La 1,10 1,08 Ce 1,12 1,08 Pr 1,13 1,07 Nd 1,14 1,07 Pm 1,07 Sm 1,17 1,07 Eu 1,01 Gd 1,20 1,11 Tb 1,10 Dy 1,22 1,10 Ho 1,23 1,10 Er 1,24 1,11 Tm 1,25 1,11 Yb 1,06 Ac 1,10 1,00 Th 1,30 1,11 Pa 1,50 1,14 U 1,38 1,22 Np 1,30 1,22 Pu 1,30 1,22 Am 1,30 1,20 Cm 1,30 1,20 Bk 1,30 1,20 Cf 1,30 1,20 Es 1,30 1,20 Fm 1,30 1,20 Md 1,30 1,20 No 1,30 1,20 Kecenderungan skala elektronegativitas atom-atom unsur dalam Tabel Periodik Unsur seperti terlihat dalam Tabel 4.8 menunjukkan perubahan yang relatif kontinu. Unsur-unsur yang terletak dalam satu golongan mempunyai harga elektronegativitas yang semakin menurun dengan naiknya nomor atom, sedangkan dalam satu periode umumnya naik dengan naiknya nomor atom. 306 MODUL PLPG 2014 | PENDALAMAN MATERI KIMIA C. Latihan Kegiatan Belajar-4 1. Tentukan posisinya dalam TPU menurut IUPAC terkini maupun dengan label A-B model Amerika Utara bagi unsur-unsur dengan nomor atom: 7, 34, dan 65. 2. Beri batasan tentang jari-jari a kovalen, b van der Waals, c energi ionisasi, dan d afinitas elektron 3. Atom mana yang mempunyai jari-jari kovalen lebih besar, fluorin ataukah klorin; beri penjelasan. 4. Jelaskan mengapa jari-jari kovalen atom germanium 122 pm hampir sama dengan jari- jari atom silikon 117 pm padahal germanium mempunyai 18 elektron lebih. 5. Unsur mana, natrium atau magnesium, yang mempunyai afinitas elektron lebih mendekati nol; jelaskan. 6. Ramalkan afinitas elektron helium, bertanda negatif atau positif sesuaikan pemakaian tanda ini dengan besaran termodinamika; jelaskan. 7. Bandingkan harga afinitas elektron antara atom 3 Li dan 4 Be lihat tabel; selidiki apakah parameter muatan inti efektif masing-masing atom merupakan faktor penentu, dan jika tidak ramalkan faktor apa saja yang berperan dalam hal ini ? Jelaskan. 8. Energi ionisasi pertama atom 37 Rb adalah 4,18 eV, dan 47 Ag adalah 7,57 eV. Hitung energi ionisasi atom hidrogen jika elektronnya menempati orbital yang sama seperti pada elektron valensi atom Rb dan Ag petunjuk; gunakan rumusan umum Ritz persamaan 2.5, demikian juga persamaan 3.8. Bandingkan masing-masing harga yang diperoleh ini dengan harga kedua atom tersebut dan jelaskan mengapa berbeda. 1 eV = 8065,5 cm - 1 = 96,485 kJ mol - 1 MODUL PLPG 2014 | PENDALAMAN MATERI KIMIA 307

D. Rambu-rambu Kunci Jawaban Latihan Kegiatan Belajar-4