8.4 Energi Ionisasi

Tidak hanya ada korelasi antara konfigurasi elektron dan sifat fisik, tetapi juga ada korelasi erat antara konfigurasi elektron (sifat mikroskopis) dan sifat kimia (sifat makroskopik). Seperti yang akan kita lihat di seluruh buku ini, sifat-sifat kimia dari setiap atom ditentukan oleh konfigurasi elektron valensi atom unsur. Stabilitas elektron terluar ini terlihat langsung dalam energi ionisasi atom. Energi ionisasi adalah energi minimum (dalam kJ/mol) yang diperlukan untuk melepaskan elektron dari atom gas dalam keadaan dasarnya. Dengan kata lain, energi ionisasi adalah jumlah energi dalam kilojoule yang dibutuhkan untuk melepaskan 1 mol elektron dari 1 mol atom gas. Atom gas ditentukan dalam definisi ini karena atom dalam fase gas hampir tidak terpengaruh oleh tetangganya sehingga tidak ada gaya antarmolekul (yaitu kekuatan antar molekul) yang diperhitungkan ketika mengukur energi ionisasi.

Besarnya energi ionisasi adalah ukuran seberapa "rapatnya" elektron dipegang dalam atom. Semakin tinggi energi ionisasi, semakin sulit untuk melepaskan elektron. Untuk atom berelektron banyak, jumlah energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron pertama dari atom dalam keadaan dasarnya,

Energi + X(g)  →   X⁺(g)  +  e⁻    (8.3)

disebut energi ionisasi pertama (I₁). Dalam Persamaan (8.3), X mewakili atom dari unsur apa pun dan e- adalah elektron. Energi ionisasi kedua (I₂) dan energi ionisasi ketiga (I₃) ditunjukkan dalam persamaan berikut:

Energi + X⁺(g)  →   X²⁺(g)  +  e⁻   ionisasi kedua

Energi + X²⁺(g)  →   X³⁺(g)  +  e⁻   ionisasi ketiga

Pola ini berlanjut untuk melepaskan elektron selanjutnya.

Ketika sebuah elektron dilepas dari atom, tolakan di antara elektron yang tersisa berkurang. Karena muatan inti tetap konstan, lebih banyak energi diperlukan untuk melepaskan elektron lain dari ion bermuatan positif. Dengan demikian, energi ionisasi selalu meningkat dengan urutan sebagai berikut:

I₁  <  I₂  <  I₃  <  ...

Tabel 8.2 mencantumkan energi ionisasi dari 20 unsur pertama. Ionisasi selalu merupakan proses endotermik. Dengan konvensi, energi yang diserap oleh atom (atau ion) dalam proses ionisasi memiliki nilai positif. Jadi, energi ionisasi semuanya bernilai positif. Gambar 8.11 menunjukkan variasi energi ionisasi pertama terhadap nomor atom. Plot jelas menunjukkan periodisitas dalam stabilitas elektron yang paling longgar yang dipegang. Perhatikan bahwa, terlepas dari penyimpangan kecil, energi ionisasi pertama unsur dalam suatu periode meningkat dengan meningkatnya jumlah atom. Kecenderungan ini disebabkan oleh peningkatan muatan inti efektif dari kiri ke kanan (seperti dalam kasus variasi jari-jari atom). Muatan inti efektif yang lebih besar berarti elektron valensi yang lebih rapat, dan karenanya merupakan energi ionisasi pertama yang lebih tinggi. Fitur penting pada Gambar 8.11 adalah puncak, yang sesuai dengan gas mulia. Kita cenderung mengasosiasikan konfigurasi elektron kulit valensi penuh dengan tingkat stabilitas kimia yang melekat. Energi ionisasi tinggi dari gas mulia, yang berasal dari muatan inti efektifnya yang besar, merupakan salah satu alasan stabilitas ini. Faktanya, helium (1s²) memiliki energi ionisasi pertama tertinggi dari semua unsur.

Gambar 8.11 Variasi energi ionisasi pertama dengan nomor atom. Perhatikan bahwa gas mulia memiliki energi ionisasi tinggi, sedangkan logam alkali dan logam alkali tanah memiliki energi ionisasi rendah.

Di bagian bawah grafik pada Gambar 8.11 adalah unsur Golongan 1A (logam alkali), yang memiliki energi ionisasi pertama terendah. Masing-masing logam ini memiliki satu elektron valensi (konfigurasi elektron terluar adalah ns¹), yang secara efektif dilindungi oleh kulit bagian dalam yang terisi penuh. Akibatnya, secara energetik mudah untuk melepaskan elektron dari atom logam alkali membentuk ion unipositif (Li⁺, Na⁺, K⁺, ...). Secara signifikan, konfigurasi elektron dari kation-kation ini adalah isoelektronik dengan gas-gas mulia yang mendahuluinya dalam tabel periodik.

Unsur-unsur Golongan 2A (logam alkali tanah) memiliki energi ionisasi pertama yang lebih tinggi daripada logam alkali. Logam alkali tanah memiliki dua elektron valensi (konfigurasi elektron terluar adalah ns²). Karena kedua elektron ini tidak saling melindungi dengan baik, muatan inti efektif untuk atom logam alkali tanah lebih besar dari pada untuk logam alkali. Sebagian besar senyawa alkali tanah mengandung ion dipositif (Mg²⁺, Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺). Ion Be²⁺ isoelektronik dengan Li⁺ dan dengan He, Mg²⁺ adalah isoelektronik dengan Na⁺ dan dengan Ne, dan seterusnya.

Seperti Gambar 8.11 menunjukkan, logam memiliki energi ionisasi yang relatif rendah dibandingkan dengan non logam. Energi ionisasi metaloid umumnya jatuh di antara logam dan non logam. Perbedaan energi ionisasi menunjukkan mengapa logam selalu membentuk kation dan non logam membentuk anion dalam senyawa ionik. (Satu-satunya kation bukan logam yang penting adalah ion amonium, NH₄⁺.) Untuk golongan tertentu, energi ionisasi berkurang dengan meningkatnya jumlah atom (yaitu, ketika kita bergerak ke bawah golongan). Unsur dalam golongan yang sama memiliki konfigurasi elektron terluar yang serupa. Namun, dengan meningkatnya bilangan kuantum utama n, demikian juga jarak rata-rata elektron valensi dari inti. Pemisahan yang lebih besar antara elektron dan inti berarti daya tarik yang lebih lemah, sehingga menjadi lebih mudah untuk melepas elektron pertama saat kita beralih dari unsur ke unsur ke bawah suatu golongan meskipun muatan inti efektif juga meningkat dalam arah yang sama. Dengan demikian, karakter logam unsur-unsur dalam suatu golongan meningkat dari atas ke bawah. Kecenderungan ini terutama terlihat untuk unsur-unsur dalam Golongan 3A hingga 7A. Sebagai contoh, di Golongan 4A, karbon adalah non logam, silikon dan germanium adalah metaloid, dan timah dan timbal adalah logam.

Meskipun kecenderungan umum dalam tabel periodik adalah untuk energi ionisasi pertama meningkat dari kiri ke kanan, beberapa penyimpangan memang ada. Pengecualian pertama terjadi antara unsur Golongan 2A dan 3A dalam periode yang sama (misalnya, antara Be dan B dan antara Mg dan Al). Unsur-unsur Golongan 3A memiliki energi ionisasi pertama yang lebih rendah daripada unsur-unsur 2A karena semuanya memiliki satu elektron dalam subkulit p terluar (ns² np¹), yang terlindung dengan baik oleh elektron-elektron dalam dan elektron-elektron ns². Oleh karena itu, lebih sedikit energi yang dibutuhkan untuk menghilangkan satu elektron p daripada mengeluarkan elektron s dari tingkat energi utama yang sama. Ketidakteraturan kedua terjadi antara Golongan 5A dan 6A (misalnya, antara N dan O dan antara P dan S). Dalam unsur-unsur Golongan 5A (ns² np³), elektron p berada dalam tiga orbital yang terpisah sesuai dengan aturan Hund. Dalam Golongan 6A (ns² np⁴), elektron tambahan harus dipasangkan dengan salah satu dari tiga elektron p. Kedekatan dua elektron dalam hasil orbital yang sama menghasilkan tolakan elektrostatik yang lebih besar, yang membuatnya lebih mudah untuk mengionisasi atom unsur Golongan 6A, meskipun muatan inti meningkat satu unit. Dengan demikian, energi ionisasi untuk unsur Golongan 6A lebih rendah daripada energi untuk unsur Golongan 5A pada periode yang sama.

Contoh 8.4 membandingkan energi ionisasi beberapa unsur

Contoh 8.4

(a) Atom mana yang harus memiliki energi ionisasi pertama yang lebih kecil: oksigen atau belerang? (b) Atom mana yang harus memiliki energi ionisasi kedua lebih tinggi: lithium atau berilium?.

Strategi

(a) Energi ionisasi pertama berkurang ketika kita turun satu golongan karena elektron terluar lebih jauh dari inti dan dianggap kurang tertarik. (b) Pelepasan elektron terluar membutuhkan energi lebih sedikit jika dilindungi oleh kulit dalam yang diisi.

Penyelesaian

(a) Oksigen dan belerang adalah anggota Golongan 6A. Keduanya memiliki konfigurasi elektron valensi yang sama (ns² np⁴), tetapi elektron 3p dalam belerang lebih jauh dari inti dan mengalami tarikan inti lebih sedikit daripada elektron 2p dalam oksigen. Dengan demikian, kita memperkirakan bahwa belerang harus memiliki energi ionisasi pertama yang lebih kecil.

(b) Konfigurasi elektron Li dan Be masing-masing adalah 1s² 2s¹ dan 1s² 2s². Energi ionisasi kedua adalah energi minimum yang diperlukan untuk melepaskan elektron dari ion unipositif gas dalam keadaan dasarnya. Untuk proses ionisasi kedua, kita menulis

Li⁺(g)  →  Li²⁺(g)  +  e⁻

1S²            1S¹               

Be⁺(g)  →  Be²⁺(g)  +  e⁻

1S² 2S¹       1S²                

Karena elektron 1s melindungi elektron 2s jauh lebih efektif daripada mereka saling melindungi, kita memperkirakan bahwa akan lebih mudah untuk melepas elektron 2s dari Be⁺ daripada melepas elektron 1s dari Li⁺.

Periksa

Bandingkan jawaban Anda dengan data yang ditunjukkan pada Tabel 8.2. Dalam (a), apakah prediksi Anda konsisten dengan fakta bahwa karakter logam unsur-unsur meningkat ketika kita bergerak ke bawah golongan periodik? Dalam (b), apakah prediksi Anda menjelaskan fakta bahwa logam alkali membentuk ion +1 sedangkan logam alkali tanah membentuk ion +2?

Latihan

(a) Manakah dari atom berikut ini yang memiliki energi ionisasi pertama yang lebih besar: N atau P? (b) Manakah dari atom-atom berikut ini yang memiliki energi ionisasi kedua yang lebih kecil: Na atau Mg?

Ulasan Konsep

Beri label plot yang ditampilkan di sini untuk energi ionisasi pertama, kedua, dan ketiga untuk Mg, Al, dan K.

8.3 Variasi Berkala dalam Sifat Fisik

Seperti yang telah kita lihat, konfigurasi elektron dari unsur-unsur menunjukkan variasi periodik dengan meningkatnya nomor atom. Akibatnya, ada juga variasi berkala dalam sifat fisik dan sifat kimia unsur. Pada bagian ini dan dua bagian berikutnya, kita akan memeriksa beberapa sifat fisik unsur yang berada dalam golongan atau periode yang sama dan sifat tambahan yang mempengaruhi sifat kimia unsur tersebut. Pertama, mari kita lihat konsep muatan inti efektif, yang memiliki pengaruh langsung pada banyak sifat atom.

Muatan Inti Efektif

Dalam Bab 7 kita membahas efek perisai yang dimiliki elektron dekat dengan inti pada elektron kulit terluar dalam atom banyak elektron. Kehadiran elektron lain dalam atom mengurangi tarikan elektrostatik antara elektron yang diberikan dan proton yang bermuatan positif di dalam inti. Muatan inti efektif (Zeff) adalah muatan inti yang dirasakan oleh elektron ketika muatan inti sebenarnya (Z) dan efek tolakan (perisai) dari elektron lain diperhitungkan. Secara umum, Zeff diberikan oleh 

Zeff = Z - 𝜎   (8.2)

di mana 𝜎 (sigma) disebut konstanta pelindung (juga disebut konstanta skrining). Konstanta pelindung lebih besar dari nol tetapi lebih kecil dari Z.

Salah satu cara untuk menggambarkan bagaimana elektron dalam atom saling melindungi satu sama lain adalah dengan mempertimbangkan jumlah energi yang dibutuhkan untuk melepaskan dua elektron dari atom helium. Eksperimen menunjukkan bahwa dibutuhkan 3,94 x 10⁻¹⁸ J untuk melepas elektron pertama dan 8,72 x 10⁻¹⁸ J untuk melepas elektron kedua. Tidak ada perisai setelah elektron pertama dilepaskan, sehingga elektron kedua merasakan efek penuh dari muatan inti +2.

Karena elektron inti rata-rata lebih dekat ke inti daripada elektron valensi, elektron inti melindungi elektron valensi jauh lebih banyak daripada elektron valensi melindungi satu sama lain. Pertimbangkan unsur periode kedua dari Li ke Ne. Bergerak dari kiri ke kanan, kita menemukan jumlah elektron inti (1s²) tetap konstan sementara muatan inti meningkat. Namun, karena elektron yang ditambahkan adalah elektron valensi dan elektron valensi tidak saling melindungi dengan baik, efek bersih bergerak melintasi periode adalah muatan inti efektif yang lebih besar yang dirasakan oleh elektron valensi, seperti yang ditunjukkan di sini.

Muatan inti efektif juga meningkat ketika kita menurunkan golongan periodik tertentu. Namun, karena elektron valensi sekarang ditambahkan ke kulit yang semakin besar ketika n bertambah, tarikan elektrostatik antara inti dan elektron valensi sebenarnya berkurang.

Jari-Jari Atom

Sejumlah sifat fisik, termasuk kerapatan, titik lebur, dan titik didih, terkait dengan ukuran atom, tetapi ukuran atom sulit untuk didefinisikan. Seperti yang kita lihat di Bab 7, kerapatan elektron dalam atom jauh melampaui inti, tetapi kita biasanya menganggap ukuran atom sebagai volume yang mengandung sekitar 90 persen dari total kerapatan elektron di sekitar inti. Ketika kita harus lebih spesifik, kita mendefinisikan ukuran atom dalam hal jari-jari atomnya, yang merupakan setengah jarak antara dua inti dalam dua atom logam yang berdekatan atau dalam molekul diatomik.

Untuk atom-atom yang dihubungkan bersama membentuk jaringan tiga dimensi yang luas, jari-jari atom hanyalah setengah jarak antara inti dalam dua atom yang bertetangga [Gambar 8.4 (a)]. Untuk unsur-unsur yang ada sebagai molekul diatomik sederhana, jari-jari atom adalah setengah jarak antara inti dua atom dalam molekul tertentu [Gambar 8.4 (b)].

Gambar 8.4 (a) Dalam logam seperti berilium, jari-jari atom didefinisikan sebagai setengah jarak antara pusat dua atom yang berdekatan. (b) Untuk unsur yang ada sebagai molekul diatomik, seperti yodium, jari-jari atom didefinisikan sebagai setengah jarak antara pusat-pusat atom dalam molekul.

Gambar 8.5 menunjukkan jari-jari atom banyak unsur sesuai dengan posisinya dalam tabel periodik, dan Gambar 8.6 memplot jari-jari atom dari unsur-unsur ini terhadap nomor atomnya. Kecenderungan berkala jelas terlihat. Pertimbangkan unsur periode kedua. Karena muatan inti efektif meningkat dari kiri ke kanan, elektron valensi yang ditambahkan pada setiap langkah lebih kuat tertarik oleh inti daripada yang sebelumnya. Oleh karena itu, kita berharap dan memang menemukan jari-jari atom menurun dari Li ke Ne. Dalam sebuah golongan kita menemukan bahwa jari-jari atom bertambah dengan bertambah nomor atom. Untuk logam alkali di Golongan 1A, elektron valensi berada di orbital ns. Karena ukuran orbital meningkat dengan meningkatnya bilangan kuantum utama n, ukuran jari-jari atom meningkat walaupun muatan inti efektif juga meningkat dari Li ke Cs.

Gambar 8.5 Jari-jari atom (dalam pikometer) unsur-unsur yang representatif menurut posisi mereka dalam tabel periodik. Perhatikan bahwa tidak ada kesepakatan umum tentang ukuran jari-jari atom. Kita hanya fokus pada tren dalam jari-jari atom, bukan pada nilai tepatnya.

Gambar 8.6 Plot jari-jari atom (dalam pikometer) unsur-unsur terhadap nomor atomnya.

Contoh 8.2

Mengacu pada tabel periodik, atur atom-atom berikut menurut peningkatan jari-jari atom: P, Si, N.

Strategi

Apa kecenderungan dalam jari-jari atom dalam golongan periodik dan periode tertentu? Manakah dari unsur-unsur sebelumnya yang berada dalam golongan yang sama? dalam periode yang sama?

Penyelesaian

Dari Gambar 8.1 kita melihat bahwa N dan P berada dalam golongan yang sama (Golongan 5A). Oleh karena itu, jari-jari N lebih kecil dari jari-jari P (jari-jari atom bertambah ketika kita turun satu golongan). Baik Si dan P berada dalam periode ketiga, dan Si berada di sebelah kiri P. Oleh karena itu, jari-jari P lebih kecil dari Si (jari-jari atom berkurang ketika kita bergerak dari kiri ke kanan melintasi suatu periode). Dengan demikian, urutan peningkatan jari-jari ataom adalah N < P < Si.

Latihan

Aturlah atom-atom berikut dalam urutan menurut penurunan jari-jari: C, Li, Be.

Ulasan Konsep

Bandingkan ukuran masing-masing pasangan atom yang tercantum di sini: (a) Be, Ba; (b) Al, S; (c) ¹²C, ¹³C.

Jari-Jari Ion

Jari-jari ion adalah jari-jari kation atau anion. Itu dapat diukur dengan difraksi sinar-X (lihat Bab 11). Jari-jari ion mempengaruhi sifat fisik dan sifat kimia senyawa ionik. Misalnya, struktur tiga dimensi senyawa ionik tergantung pada ukuran relatif kation dan anionnya.

Ketika atom netral dikonversi menjadi ion, kita mengharapkan perubahan ukuran. Jika atom membentuk anion, ukurannya (atau jari-jari) meningkat, karena muatan inti tetap sama tetapi tolakan yang dihasilkan oleh elektron tambahan memperbesar domain dari awan elektron. Di sisi lain, mengeluarkan satu atau lebih elektron dari atom mengurangi tolakan elektron-elektron tetapi muatan inti tetap sama, sehingga awan elektron menyusut, dan kation lebih kecil dari atom. Gambar 8.7 menunjukkan perubahan ukuran yang dihasilkan ketika logam alkali dikonversi menjadi kation dan halogen dikonversi menjadi anion; Gambar 8.8 menunjukkan perubahan ukuran yang terjadi ketika atom litium bereaksi dengan atom fluor membentuk satuan LiF.

Gambar 8.7 Perbandingan jari-jari atom dengan jari-jari ion. (a) Logam alkali dan kation logam alkali. (b) Halogen dan ion halida.

Gambar 8.8 Perubahan ukuran Li dan F saat bereaksi membentuk LiF.

Gambar 8.9 menunjukkan jari-jari ion yang berasal dari unsur-unsur yang umum, disusun sesuai dengan posisi unsur-unsur dalam tabel periodik. Kita bisa melihat kecenderungan paralel antara jari-jari atom dan jari-jari ion. Misalnya, dari atas ke bawah, baik jari-jari atom maupun jari-jari ion meningkat dalam suatu golongan. Untuk ion yang berasal dari unsur-unsur dalam golongan yang berbeda, perbandingan ukuran hanya bermakna jika ion-ion tersebut adalah isoelektronik. Jika kita memeriksa ion isoelektronik, kita menemukan bahwa kation lebih kecil dari anion. Sebagai contoh, Na⁺ lebih kecil dari F⁻. Kedua ion memiliki jumlah elektron yang sama, tetapi Na (Z = 11) memiliki lebih banyak proton daripada F (Z = 9). Muatan inti efektif yang lebih besar menghasilkan Na⁺ dalam jari-jari yang lebih kecil.

Gambar 8.9 Jari-jari (dalam pikometer) dari ion unsur-unsur yang umum diatur sesuai dengan posisi unsur-unsur dalam tabel periodik.

Berfokus pada kation isoelektronik, kita melihat bahwa jari-jari ion tripositif (ion yang mengandung tiga muatan positif) lebih kecil daripada ion dipositif (ion yang mengandung dua muatan positif), yang pada gilirannya lebih kecil dari ion yang tidak positif (ion yang mengandung satu muatan positif). Kecenderungan ini diilustrasikan dengan baik oleh ukuran tiga ion isoelektronik pada periode ketiga: Al³⁺, Mg²⁺, dan Na⁺ (lihat Gambar 8.9). Ion Al³⁺ memiliki jumlah elektron yang sama dengan Mg²⁺, tetapi memiliki satu proton lagi. Jadi, awan elektron pada Al³⁺ ditarik ke dalam lebih dari pada Mg²⁺. Jari-jari Mg²⁺ yang lebih kecil dibandingkan dengan Na⁺ dapat dijelaskan dengan cara yang sama. Beralih ke anion isoelektronik, kita menemukan bahwa jari-jari meningkat ketika kita pergi dari ion dengan muatan uninegatif (-) ke yang dengan muatan dinegatif (2-), dan seterusnya. Dengan demikian, ion oksida lebih besar dari ion fluor karena oksigen memiliki satu proton lebih sedikit daripada ion fluor; awan elektron lebih tersebar di ion O²⁻.

Contoh 8.3

Untuk masing-masing pasangan berikut, tunjukkan yang mana dari dua spesies yang lebih besar: (a) N³⁻ atau F⁻; (B) Mg²⁺ atau Ca²⁺; (c) Fe²⁺ atau Fe³⁺

Strategi

Dalam membandingkan jari-jari ion, akan berguna untuk mengklasifikasikan ion ke dalam tiga kategori: (1) ion isoelektronik, (2) ion yang membawa muatan yang sama dan dihasilkan dari atom-atom dari golongan periodik yang sama, dan (3) ion membawa muatan yang berbeda tetapi dihasilkan dari atom yang sama. Dalam kasus (1), ion yang membawa muatan negatif lebih besar selalu lebih besar; dalam kasus (2), ion dari atom yang memiliki nomor atom lebih besar selalu lebih besar; dalam kasus (3), ion yang memiliki muatan positif lebih kecil selalu lebih besar.

Penyelesaian

(a) N³⁻ dan F⁻ adalah anion isoelektronik, keduanya mengandung 10 elektron. Karena N³⁻ hanya memiliki tujuh proton dan F⁻ memiliki sembilan, tarikan yang lebih kecil yang diberikan oleh inti pada elektron menghasilkan ion N³⁻ yang lebih besar. 
(b) Baik Mg dan Ca anggota Golongan 2A (logam alkali tanah). Dengan demikian, ion Ca²⁺ lebih besar dari Mg²⁺ karena elektron valensi Ca berada dalam kulit yang lebih besar (n = 4) daripada Mg (n = 3). 
(c) Kedua ion memiliki muatan inti yang sama, tetapi Fe²⁺ memiliki satu elektron lebih banyak (24 elektron dibandingkan dengan 23 elektron untuk Fe³⁺) dan karenanya tolakan elektron-elektron lebih besar. Jari-jari Fe²⁺ lebih besar.

Latihan

Pilih ion yang lebih kecil di masing-masing pasangan berikut: (a) K⁺, Li⁺; (b) Au⁺, Au³⁺; (c) P³⁻, N³⁻.

Ulasan Konsep

Identifikasi bola-bola yang ditunjukkan di sini dengan masing-masing bidang berikut: S²⁻, Mg²⁺, F⁻, Na⁺.

Variasi Sifat Fisik Dalam Periode dan Dalam Golongan
Dari kiri ke kanan melintasi periode ada transisi dari logam ke metaloid ke bukan logam. Pertimbangkan unsur periode ketiga dari natrium sampai argon (Gambar 8.10). Natrium, unsur pertama dalam periode ketiga, adalah logam yang sangat reaktif, sedangkan klorin, unsur kedua hingga terakhir dari periode itu, adalah bukan logam yang sangat reaktif. Di antaranya, unsur-unsur tersebut menunjukkan transisi bertahap dari sifat logam ke sifat non logam. Natrium, magnesium, dan aluminium semuanya memiliki jaringan atom tiga dimensi yang luas, yang disatukan oleh kekuatan karakteristik dari keadaan logam. Silikon adalah metaloid; yang memiliki struktur tiga dimensi raksasa di mana atom-atom Si disatukan sangat kuat. Dimulai dengan fosfor, unsur-unsurnya ada dalam satuan molekul sederhana, diskrit (P₄, S₈, Cl₂, dan Ar) yang memiliki titik leleh dan titik didih rendah.

Gambar 8.10 Unsur periode ketiga. Foto argon, yang merupakan gas yang tidak berwarna dan tidak berbau, menunjukkan warna yang dipancarkan oleh gas dari tabung pelepasan.

Dalam golongan periodik sifat fisik bervariasi lebih dapat diprediksi, terutama jika unsur-unsurnya berada dalam keadaan fisik yang sama. Misalnya, titik lebur argon dan xenon masing-masing adalah -189,2°C dan -111,9°C. Kita dapat memperkirakan titik lebur kripton unsur yang berada diantara keduanya dengan mengambil rata-rata dari kedua nilai ini sebagai berikut:

Nilai ini cukup dekat dengan titik leleh sebenarnya -156,6°C.

8.2 Klasifikasi Unsur Berkala

Gambar 8.2 menunjukkan tabel periodik bersama dengan konfigurasi elektron kulit terluar keadaan dasar dari unsur-unsur. (Konfigurasi elektron dari unsur-unsur tersebut juga diberikan pada Tabel 7.3.) Dimulai dengan hidrogen, kita melihat bahwa subkulit disusun dalam urutan yang ditunjukkan pada Gambar 7.24. Menurut jenis subkulit yang sedang diisi, unsur-unsurnya dapat dibagi menjadi beberapa kategori — unsur representatif, gas mulia, unsur transisi (atau logam transisi), lantanida, dan aktinida. Unsur representatif (juga disebut unsur golongan utama) adalah unsur dalam Golongan 1A hingga 7A, yang semuanya memiliki subkulit yang tidak lengkap (tidak penuh) dari bilangan kuantum utama tertinggi. Dengan pengecualian helium, gas mulia (unsur Golongan 8A) semuanya memiliki subkulit penuh. (Konfigurasi elektron adalah 1s² untuk helium dan ns² np⁶ untuk gas mulia lainnya, di mana n adalah bilangan kuantum utama untuk kulit terluar.)

Gambar 8.2 Konfigurasi elektron keadaan dasar dari unsur. Untuk memudahkan, hanya konfigurasi elektron terluar yang dituliskan.

Logam transisi adalah unsur dalam Golongan 1B dan 3B hingga 8B, yang memiliki subkulit d yang tidak lengkap, atau mudah menghasilkan kation dengan subkulit d yang tidak terisi penuh. (Logam-logam ini kadang-kadang disebut sebagai unsur transisi blok d.) Penomoran tidak berurutan dari logam transisi dalam tabel periodik (yaitu, 3B-8B, diikuti oleh 1B-2B) mengakui hubungan antara konfigurasi elektron terluar unsur-unsur ini dan unsur-unsur representatif. Sebagai contoh, skandium dan galium keduanya memiliki tiga elektron terluar. Namun, karena mereka berada dalam berbagai jenis orbital atom, mereka ditempatkan dalam golongan yang berbeda (3B dan 3A). Logam besi (Fe), kobalt (Co), dan nikel (Ni) tidak memenuhi klasifikasi ini dan semuanya ditempatkan di Golongan 8B. Unsur-unsur Golongan 2B, Zn, Cd, dan Hg, bukanlah unsur yang representatif atau logam transisi. Tidak ada nama khusus untuk golongan logam ini. Perlu dicatat bahwa penunjukan golongan A dan B tidak universal. Di Eropa praktiknya adalah menggunakan B untuk unsur representatif dan A untuk logam transisi, yang merupakan kebalikan dari konvensi Amerika. Persatuan Internasional Kimia Murni dan Terapan atau International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) telah merekomendasikan penomoran kolom secara berurutan dengan angka Arab 1 sampai 18 (lihat Gambar 8.2). Proposal ini telah memicu banyak kontroversi di komunitas kimia internasional, dan kelebihan dan kekurangannya akan dibahas untuk beberapa waktu ke depan. Dalam teks ini kita akan mengikuti aturan Amerika.

Lantanida dan aktinida kadang-kadang disebut unsur transisi blok f karena unsur-unsur ini telah mengisi subkulit f secara tidak lengkap. Gambar 8.3 membedakan golongan unsur yang dibahas di sini.

Reaktivitas kimia unsur-unsur sebagian besar ditentukan oleh elektron valensinya, yang merupakan elektron terluar. Untuk unsur-unsur yang representatif, elektron valensi adalah elektron yang berada dalam kulit terluar yang diduduki. Semua elektron nonvalensi dalam atom disebut sebagai elektron inti. Melihat konfigurasi elektron dari unsur representatif sekali lagi, pola yang jelas muncul: semua unsur dalam golongan yang diberikan memiliki jumlah dan jenis elektron valensi yang sama. Kesamaan konfigurasi elektron valensi adalah apa yang membuat unsur-unsur dalam golongan yang sama saling menyerupai satu sama lain dalam sifat kimia. Jadi, misalnya, logam alkali (unsur-unsur Golongan 1A) semuanya memiliki konfigurasi elektron valensi ns¹ (Tabel 8.1) dan unsur-unsur ini semua cenderung kehilangan satu elektron membentuk kation bermuatan positif satu. Demikian pula, logam alkali tanah (unsur Golongan 2A) semuanya memiliki konfigurasi elektron valensi ns², dan semuanya cenderung kehilangan dua elektron membentuk kation positif dua. Namun, kita harus berhati-hati dalam memprediksi sifat unsur hanya berdasarkan “keanggotaan golongan”. Misalnya, unsur-unsur dalam Golongan 4A semuanya memiliki konfigurasi elektron valensi yang sama ns² np², tetapi ada variasi penting dalam sifat kimia di antara unsur-unsur: karbon adalah bukan logam, silikon dan germanium adalah metaloid, dan timah dan timbal adalah logam.

Sebagai sebuah golongan, gas mulia bersifat sangat mirip. Helium dan neon bersifat inert secara kimia, dan ada beberapa contoh senyawa yang dibentuk oleh gas mulia lainnya. Kurangnya reaktivitas kimia ini disebabkan oleh subkulit ns dan np yang benar-benar penuh, suatu kondisi yang sering berkorelasi dengan stabilitas besar. Meskipun konfigurasi elektron valensi dari logam transisi tidak selalu sama di dalam suatu kelompok dan tidak ada pola umum dalam perubahan konfigurasi elektron dari satu logam ke logam berikutnya dalam periode yang sama, semua logam transisi memiliki banyak karakteristik yang berbeda yang membedakannya dari unsur-unsur lain. Alasannya adalah bahwa semua logam ini memiliki subkulit yang tidak terisi penuh. Demikian juga, unsur-unsur lantanida (dan aktinida) saling menyerupai satu sama lain karena mereka memiliki subkulit f yang tidak lengkap atau tidak penuh.

Contoh 8.1
Atom dari unsur tertentu memiliki 15 elektron. Tanpa melihat tabel periodik, jawablah pertanyaan-pertanyaan berikut: (a) Apa konfigurasi elektron keadaan-dasar dari unsur tersebut? (b) Bagaimana unsur tersebut harus diklasifikasikan? (c) Apakah unsur itu diamagnetik atau paramagnetik?

Strategi
(a) Kita merujuk pada prinsip pengembangan yang dibahas dalam Bagian 7.9 dan mulai menulis konfigurasi elektron dengan bilangan kuantum utama n=1 dan melanjutkan ke atas hingga semua elektron diperhitungkan. (b) Apa karakteristik konfigurasi elektron dari unsur representatif? unsur transisi? gas mulia? (c) Periksa skema pasangan elektron di kulit terluar. Apa yang menentukan apakah suatu unsur diamagnetik atau paramagnetik?

Penyelesaian
(a) Kita tahu bahwa untuk n=1 kita memiliki orbital 1s (2 elektron); untuk n=2 kita memiliki orbital 2s (2 elektron) dan tiga orbital 2p (6 elektron); untuk n=3 kita memiliki orbital 3s (2 elektron). Jumlah elektron yang tersisa adalah 15 - 12 = 3 dan ketiga elektron ini ditempatkan dalam orbital 3p. Konfigurasi elektron adalah 1s² 2 s² 2p⁶ 3s² 3p³. 
(b) Karena sub kulit 3p tidak terisi penuh, ini adalah unsur yang representatif. Berdasarkan informasi yang diberikan, kita tidak bisa mengatakan apakah itu logam, bukan logam, atau metaloid. 
(c) Menurut aturan Hund, tiga elektron dalam orbital 3p memiliki putaran paralel (tiga elektron tidak berpasangan). Oleh karena itu, unsur tersebut bersifat paramagnetik.

Periksa
Untuk (b), perhatikan bahwa logam transisi memiliki subkulit yang tidak terisi penuh dan gas mulia memiliki kulit terluar yang sepenuhnya terisi. Untuk (c), ingat bahwa jika atom suatu unsur mengandung jumlah elektron ganjil, maka unsur tersebut harus paramagnetik.

Latihan
Atom dari unsur tertentu memiliki 20 elektron. (a) Tulis konfigurasi elektron keadaan dasar dari unsur tersebut, (b) klasifikasikan unsur tersebut, (c) tentukan apakah unsur tersebut diamagnetik atau paramagnetik.

Merepresentasi Unsur Bebas dalam Persamaan Kimia
Setelah mengklasifikasikan unsur berdasarkan konfigurasi elektron keadaan dasar, kita sekarang dapat melihat cara ahli kimia merepresentasi logam, metaloid, dan bukan logam sebagai unsur bebas dalam persamaan kimia. Karena logam tidak ada dalam satuan molekul diskrit, kita selalu menggunakan rumus empirisnya dalam persamaan kimia. Rumus empiris sama dengan simbol yang mereprentasi unsur. Sebagai contoh, rumus empiris untuk besi adalah Fe, sama dengan simbol untuk unsur.

Untuk unsur bukan logam tidak ada aturan tunggal. Karbon, misalnya, ada sebagai jaringan atom tiga dimensi yang luas, dan karenanya kita menggunakan rumus empirisnya (C) untuk merepresentasi unsur karbon dalam persamaan kimia. Tetapi hidrogen, nitrogen, oksigen, dan halogen ada sebagai molekul diatomik, jadi kita menggunakan rumus molekulnya (H₂, N₂, O₂, F₂, Cl₂, Br₂, I₂) dalam persamaan. Bentuk stabil fosfor adalah molekul (P₄), jadi kita menggunakan P₄. Untuk sulfur, para ahli kimia sering menggunakan rumus empiris (S) dalam persamaan kimia, bukan S₈, yang merupakan bentuk stabil. Jadi, alih-alih menulis persamaan untuk pembakaran sulfur sebagai berikut

S₈(s) + 8O₂(g) → 8SO₂(g)

Kita biasa menulis

S(s) + O₂(g) → SO₂(g)

Semua gas mulia adalah spesi monatomik; dengan demikian kita menggunakan simbolnya: He, Ne, Ar, Kr, Xe, dan Rn. Metaloid, seperti logam, semuanya memiliki jaringan tiga dimensi yang kompleks, dan kita juga merepresentasikannya dengan rumus empirisnya, yaitu simbolnya: B, Si, Ge, dan sebagainya.

Konfigurasi Elektron Kation dan Anion
Karena banyak senyawa ionik terdiri dari anion dan kation monoatomik, akan sangat membantu untuk mengetahui cara menulis konfigurasi elektron dari spesi ionik ini. Seperti halnya atom netral, kita menggunakan prinsip pengecualian Pauli dan aturan Hund dalam menulis konfigurasi elektron kation dan anion keadaan dasar. Kita akan mengelompokkan ion dalam dua kategori untuk diskusi.

i. Ion Berasal dari Unsur Representatif
Ion-ion yang terbentuk dari atom-atom unsur yang paling representatif memiliki konfigurasi elektron luar-gas mulia ns² np⁶. Dalam pembentukan kation dari atom unsur yang representatif, satu atau lebih elektron dilepaskan dari kulit n yang diduduki terluar. Konfigurasi elektron dari beberapa atom dan kation yang sesuai adalah sebagai berikut:

Na : [Ne] 3s¹          Na⁺  : [Ne]

Ca : [Ar] 4s²           Ca²⁺ : [Ar]

Al : [Ne] 3s² 3p¹     Al³⁺ : [Ne]

Perhatikan bahwa setiap ion memiliki konfigurasi gas mulia yang stabil.

Dalam pembentukan anion, satu atau lebih elektron ditambahkan ke kulit n yang terisi sebagian. Perhatikan contoh-contoh berikut:

H : 1s¹               H⁻  : 1s²  atau [He]
F : 1s² 2s² 2p⁵    F⁻  : 1s² 2s² 2p⁶ atau [Ne]
O : 1s² 2s² 2p⁴   O²⁻ : 1s² 2s² 2p⁶ atau [Ne]
N : 1s² 2s² 2p³   N³⁻ : 1s² 2s² 2p⁶ atau [Ne]

Semua anion ini juga memiliki konfigurasi gas mulia yang stabil. Perhatikan bahwa F⁻, Na⁺, dan Ne (dan Al³⁺, O²⁻, dan N³⁻) memiliki konfigurasi elektron yang sama. Mereka dikatakan isoelektronik karena mereka memiliki jumlah elektron yang sama, dan karenanya konfigurasi elektron keadaan dasar yang sama. Jadi, H⁻ dan He juga isoelektronik.

ii. Kation Berasal dari Logam Transisi
Pada Bagian 7.9 kita melihat bahwa pada logam transisi baris pertama (Sc sampai Cu), orbital 4s selalu dipasang sebelum orbital 3d. Pertimbangkan mangan, yang konfigurasi elektronnya adalah [Ar] 4s² 3d⁵. Ketika ion Mn²⁺ terbentuk, kita mungkin berharap dua elektron akan dilepas dari orbital 3d untuk menghasilkan [Ar] 4s² 3d³. Faktanya, konfigurasi elektron Mn²⁺ adalah [Ar] 3d⁵! Alasannya adalah bahwa interaksi elektron-elektron dan elektron inti dalam atom netral bisa sangat berbeda dari yang ada di ionnya. Jadi, sedangkan orbital 4s selalu dituliskan sebelum orbital 3d di Mn, elektron dilepas dari orbital 4s dalam membentuk Mn²⁺ karena orbital 3d lebih stabil daripada orbital 4s pada ion logam transisi. Oleh karena itu, ketika kation terbentuk dari atom logam transisi, elektron selalu dikeluarkan pertama kali dari orbital ns dan kemudian dari orbital (n - 1)d.

Ingatlah bahwa sebagian besar logam transisi dapat membentuk lebih dari satu kation dan seringkali kation-kation tersebut tidak isoelektronik dengan gas mulia sebelumnya.

8.1 Perkembangan Tabel Periodik unsur

Pada abad kesembilan belas, ketika para ahli kimia hanya memiliki gagasan tentang atom dan molekul yang tidak jelas dan tidak mengetahui keberadaan elektron dan proton, mereka telah menyusun tabel periodik menggunakan pengetahuannya tentang massa atom. Pengukuran akurat massa atom sebagian besar unsur telah dilakukan. Susunan unsur-unsur berdasarkan massa atomnya dalam tabel periodik tampak logis bagi para ahli kimia pada masa itu, yang menganggap bahwa sifat kimia entah bagaimana harus dikaitkan dengan massa atom.

Pada tahun 1864 seorang ahli kimia dari Inggris bernama John Newlands - memperhatikan bahwa ketika unsur-unsur disusun dalam urutan berdasarkan massa atom, dia mendapati setiap unsur kedelapan memiliki sifat yang serupa. Newlands menyebut hubungan aneh ini sebagai hukum oktaf. Namun, "hukum" ini ternyata tidak memadai untuk unsur-unsur di luar kalsium, dan karya Newlands tidak diterima oleh komunitas ilmiah saat itu.

Pada tahun 1869 seorang ahli kimia dari Rusia bernama Dmitri Mendeleev dan seorang ahli kimia dari Jerman bernama Lothar Meyer, masing-masing secara independen mengusulkan tabulasi unsur yang jauh lebih luas berdasarkan pada sifat yang berulang dan berkala. Sistem klasifikasi Mendeleev adalah perbaikan besar atas gagasan Newlands karena dua alasan. Pertama, ia mengelompokkan unsur bersama-sama secara lebih akurat, sesuai dengan sifatnya. Sama pentingnya, memungkinkan prediksi sifat-sifat beberapa unsur yang belum ditemukan. Misalnya, Mendeleev mengusulkan keberadaan unsur yang tidak dikenal yang ia sebut eka-aluminium dan meramalkan sejumlah sifatnya. (Eka adalah kata Sanskerta yang berarti "pertama"; dengan demikian eka-aluminium akan menjadi unsur pertama di bawah aluminium dalam golongan yang sama.) Ketika unsur galium ditemukan empat tahun kemudian, sifatnya cocok dengan sifat yang diprediksi sebagai eka-aluminium dengan sangat baik. 

	Eka-Aluminium (EA)	Galium (Ga)
Massa Atom	68 sma	69,9 sma
Titik lebur	Rendah	29,78oC
Densitas	5,9 g/cm3	5,94 g/cm3
Rumus oksida	Ea2O3	Ga2O3

Tabel periodik Mendeleev termasuk 66 unsur yang diketahui. Pada 1900, sekitar 30 lebih unsur telah ditambahkan ke dalam daftar tersebut, dan mengisi beberapa ruang kosong. Gambar 8.1 memetakan penemuan unsur-unsur secara kronologis.

Gambar 8.1 Diagram kronologis penemuan unsur. Hingga saat ini, 117 unsur telah diidentifikasi.

Meskipun tabel periodik ini adalah kesuksesan yang patut dirayakan, versi awal memiliki beberapa inkonsistensi yang mencolok. Sebagai contoh, massa atom argon (39,95 sma) lebih besar dari kalium (39,10 sma). Jika unsur-unsur disusun hanya berdasarkan peningkatan massa atom, argon akan muncul pada posisi yang ditempati oleh kalium dalam tabel periodik modern kita (lihat lampiran Tabel Periodik). Tetapi tidak ada ahli kimia yang menempatkan argon (gas inert) dalam golongan yang sama dengan lithium dan natrium, dua logam yang sangat reaktif. Perbedaan ini dan lainnya menunjukkan bahwa beberapa sifat fundamental selain massa atom harus menjadi dasar periodisitas. Sifat ini ternyata dikaitkan dengan nomor atom, sebuah konsep yang tidak diketahui Mendeleev dan orang-orang sezamannya.

Menggunakan data dari percobaan hamburan partikel-𝛼 (lihat Bagian 2.2), Rutherford memperkirakan jumlah muatan positif dalam inti beberapa unsur, tetapi secara signifikansi angka-angka ini diabaikan selama beberapa tahun kemudian. Pada tahun 1913, seorang fisikawan muda asal Inggris bernama Henry Moseley menemukan korelasi antara apa yang disebutnya nomor atom dan frekuensi sinar X yang dihasilkan dengan membombardir sebuah unsur dengan elektron berenergi tinggi. Moseley memperhatikan bahwa frekuensi sinar X yang dipancarkan dari unsur-unsur dapat dikorelasikan dengan persamaan

di mana v adalah frekuensi sinar X yang dipancarkan, a dan b adalah konstanta yang sama untuk semua unsur. Dengan demikian, dari akar kuadrat dari frekuensi yang diukur dari sinar X yang dipancarkan, kita dapat menentukan nomor atom unsur tersebut.

Dengan beberapa pengecualian, Moseley menemukan bahwa nomor atom meningkat dalam urutan yang sama dengan massa atom. Sebagai contoh, kalsium adalah unsur kedua puluh berdasarkan peningkatkan massa atom, dan memiliki nomor atom 20. Perbedaan yang telah membingungkan para ilmuwan sebelumnya sekarang masuk akal. Nomor atom argon adalah 18 dan kalium adalah 19, jadi kalium harus setelah argon dalam tabel periodik.

Tabel periodik modern biasanya menunjukkan nomor atom bersama dengan simbol unsur. Seperti yang sudah diketahui, nomor atom juga menunjukkan jumlah elektron dalam atom suatu unsur. Konfigurasi elektron unsur membantu menjelaskan terulangnya sifat fisik dan sifat kimia unsur. Pentingnya dan kegunaan tabel periodik terletak pada kenyataan bahwa kita dapat menggunakan pemahaman kita tentang sifat-sifat umum dan kecenderungan dalam suatu golongan atau suatu periode untuk memprediksi dengan akurasi yang cukup besar sifat-sifat unsur apa pun, meskipun unsur itu mungkin asing bagi kita.

8. Hubungan Periodik Antar Unsur

Konsep Penting

• Perkembangan tabel periodik unsur dan kontribusi yang diberikan oleh para ilmuwan abad kesembilan belas, khususnya oleh Mendeleev. (8.1)
• Konfigurasi elektron merupakan cara logis untuk membangun tabel periodik, yang menjelaskan beberapa anomali diawal. Aturan untuk menulis konfigurasi elektron kation dan anion. (8.2)
• Kecenderungan periodik dalam sifat fisik seperti ukuran atom dan ion dalam hal muatan inti efektif. (8.3)
• Kecenderungan periodik dengan memeriksa sifat kimia seperti energi ionisasi dan afinitas elektron. (8.4 dan 8.5)
• Menerapkan pengetahuan yang diperoleh dalam bab ini untuk secara sistematis mempelajari sifat-sifat unsur-unsur yang dikelompokkan sebagai golongan dan periode tertentu. (8.6)

Banyak sifat kimia dari unsur-unsur dapat dipahami berdasarkan konfigurasi elektronnya. Karena elektron memiliki orbital atom yang cukup teratur, tidak mengherankan bahwa unsur-unsur dengan konfigurasi elektron yang serupa, seperti natrium dan kalium, memiliki sifat serupa dalam banyak hal dan bahwa, secara umum, sifat-sifat unsur menunjukkan kecenderungan yang dapat diamati. Ahli kimia pada abad ke-19 mengakui kecenderungan periodik dalam sifat fisik dan sifat kimia unsur-unsur itu, jauh sebelum teori kuantum muncul. Meskipun para ahli kimia ini tidak menyadari keberadaan elektron dan proton, upaya mereka untuk mensistematisasi kimia unsur-unsur tersebut sangat berhasil. Sumber utama informasi mereka adalah massa atom unsur-unsur dan sifat fisik dan sifat kimia lainnya yang telah diketahui.

Tugas 7

(a) Berapa frekuensi cahaya yang memiliki panjang gelombang 456 nm? (b) Berapakah panjang gelombang (dalam nanometer) radiasi yang memiliki frekuensi 2,45 3 10 9 Hz? (Ini adalah jenis radiasi yang digunakan dalam oven microwave.)

Latihan 7

7.1 Apa itu gelombang? Jelaskan istilah berikut yang terkait dengan gelombang: panjang gelombang, frekuensi, amplitudo.

Kata Kunci 7

Seri aktinida
Amplitudo
Orbital atom
Prinsip Aufbau

Ringkasan Pengetahuan Faktual dan Konseptual 7

1. Teori kuantum yang dikembangkan oleh Planck berhasil menjelaskan emisi radiasi oleh zat padat yang dipanaskan. Teori kuantum menyatakan bahwa energi radiasi dipancarkan oleh atom dan molekul dalam jumlah diskrit kecil (kuanta), bukan pada rentang kontinu. Perilaku ini diatur oleh hubungan E = h𝜈, di mana E adalah energi radiasi, h adalah konstanta Planck, dan 𝜈 adalah frekuensi radiasi. Energi selalu dipancarkan dalam kelipatan h𝜈 seluruh nomor (1h𝜈, 2h𝜈, 3h𝜈, ...).
2. Menggunakan teori kuantum, Einstein memecahkan misteri fisika lain — efek fotolistrik. Einstein mengusulkan bahwa cahaya dapat berperilaku seperti aliran partikel (foton).
3. Spektrum garis hidrogen, misteri lain untuk Fisikawan abad kesembilan belas, juga dipertimbangkan dengan menggunakan teori kuantum. Bohr mengembangkan model atom hidrogen di mana energi elektron tunggalnya terkuantisasi - terbatas pada kepastian tertentu yang ditentukan oleh energi bilangan bulat, prinsipal bilangan kuantum.
4. Sebuah elektron dalam keadaan energinya yang paling stabil dikatakan berada dalam keadaan dasar, dan elektron pada tingkat energi yang lebih tinggi dari keadaan paling stabil dikatakan dalam keadaan tereksitasi. Dalam model Bohr, elektron memancarkan foton ketika jatuh dari keadaan berenergi lebih tinggi (keadaan tereksitasi) ke keadaan berenergi lebih rendah (keadaan dasar atau keadaan lain, keadaan kurang tereksitasi). Pelepasan jumlah energi tertentu dalam bentuk foton bertanggung jawab atas garis-garis dalam spektrum emisi hidrogen.
5. De Broglie memperluas deskripsi gelombang-partikel Einstein tentang cahaya untuk semua materi yang bergerak. Panjang gelombang partikel yang bergerak dari massa m dan kecepatan u diberikan oleh persamaan de Broglie 𝝀 = h/mu.
6. Persamaan Schrödinger menggambarkan gerakan dan energi partikel submikroskopik. Persamaan ini meluncurkan mekanika kuantum dan era baru dalam fisika.
7. Persamaan Schrödinger memberi tahu kita keadaan energi elektron yang mungkin dalam atom hidrogen dan kemungkinan lokasinya di wilayah tertentu yang mengelilingi inti. Hasil ini dapat diterapkan dengan akurasi yang masuk akal untuk atom berelektron banyak.
8. Orbital atom adalah fungsi (𝜓) yang mendefinisikan distribusi kerapatan elektron (𝜓²) dalam ruang. Orbit diwakili oleh diagram kerapatan elektron atau diagram batas permukaan.
9. Empat bilangan kuantum mencirikan setiap elektron dalam atom: bilangan kuantum utama n mengidentifikasi tingkat energi utama, atau kulit, dari orbital; bilangan kuantum momentum sudut  𝓁 menunjukkan bentuk orbital; bilangan kuantum magnetik m_ℓ menentukan orientasi orbital dalam ruang; dan bilangan kuantum spin elektron m_s menunjukkan arah putaran elektron pada porosnya sendiri.
10. Orbital tunggal untuk setiap tingkat energi berbentuk bola dan berpusat pada inti. Tiga orbital p berada pada n = 2 dan lebih tinggi; masing-masing memiliki dua lobus, dan pasangan lobus disusun pada sudut yang tepat satu sama lain. Dimulai dengan n = 3, terdapat lima orbital, dengan bentuk dan orientasi yang lebih kompleks.
11. Energi elektron dalam atom hidrogen ditentukan semata-mata oleh bilangan kuantum utamanya. Dalam atom berelektron banyak, bilangan kuantum utama dan bilangan kuantum momentum sudut bersama-sama menentukan energi elektron.
12. Tidak ada dua elektron dalam atom yang sama dapat memiliki empat bilangan kuantum yang sama (prinsip pengecualian Pauli).
13. Susunan elektron yang paling stabil dalam sebuah subkulit adalah yang memiliki jumlah putaran paralel terbanyak (aturan Hund). Atom dengan satu atau lebih spin elektron tidak berpasangan adalah paramagnetik. Atom-atom di mana semua elektron berpasangan diamagnetik.
14. Prinsip Aufbau memberikan pedoman untuk membangun unsur. Tabel periodik mengklasifikasikan unsur berdasarkan nomor atomnya dan juga oleh konfigurasi elektronik atomnya.

Rumus Penting 7

(7.1) Menghubungkan kecepatan gelombang dengan panjang gelombang dan frekuensinya.
(7.2) Menghubungkan energi kuantum (dan foton) dengan frekuensi.
(7.3) Menghubungkan energi kuantum (dan foton) dengan panjang gelombang.
(7.4) Efek fotolistrik.
(7.5) Energi elektron dalam keadaan ke-n dalam atom hidrogen.
(7.6) Energi foton diserap atau dipancarkan ketika elektron mengalami transisi dari tingkat ni ke tingkat nf.
(7.8) Menghubungkan panjang gelombang suatu partikel dengan massa m dan kecepatannya 𝜈.
(7.9) Menghitung ketidakpastian dalam posisi atau dalam momentum suatu partikel.

Mikroskop Elektron

Mikroskop elektron adalah aplikasi yang sangat berharga dari sifat mirip elektron karena menghasilkan gambar objek yang tidak dapat dilihat dengan mata telanjang atau dengan mikroskop cahaya. Menurut hukum optik, tidak mungkin untuk membentuk gambar dari objek yang lebih kecil dari setengah panjang gelombang cahaya yang digunakan untuk pengamatan. Karena kisaran panjang gelombang cahaya tampak mulai sekitar 400 nm, atau 4 3 10 25 cm, kita tidak dapat melihat apa pun yang lebih kecil dari 2 3 10 25 cm. Pada prinsipnya, kita dapat melihat objek pada skala atom dan molekul dengan menggunakan sinar X, yang panjang gelombangnya berkisar antara 0,01 nm hingga 10 nm. Namun, sinar X tidak dapat difokuskan, sehingga mereka tidak menghasilkan gambar yang terbentuk dengan baik. Elektron, di sisi lain, adalah partikel bermuatan, yang dapat difokuskan dengan cara yang sama dengan gambar pada layar TV difokuskan, yaitu dengan menerapkan medan listrik atau medan magnet. Menurut Persamaan (7.8), panjang gelombang elektron berbanding terbalik dengan kecepatannya. Dengan mempercepat elektron ke kecepatan sangat tinggi, kita dapat memperoleh panjang gelombang sesingkat 0,004 nm.

Laser - Cahaya Luar Biasa

Laser adalah akronim untuk penguatan cahaya dengan stimulasi emisi radiasi. Ini adalah jenis emisi khusus yang melibatkan atom atau molekul. Sejak ditemukannya laser pada tahun 1960, laser telah digunakan dalam berbagai sistem yang dirancang untuk beroperasi dalam keadaan gas, cairan, dan padat. Sistem ini memancarkan

7.9 Prinsip Aufbau Pengisian Elektron

Di sini kita akan memperluas aturan yang digunakan dalam menulis konfigurasi elektron untuk 10 unsur pertama sampai seluruh unsur. Proses ini didasarkan pada prinsip Aufbau. Prinsip Aufbau menyatakan bahwa ketika proton ditambahkan satu per satu ke dalam inti untuk membangun unsur, elektron juga ditambahkan ke orbital atom. Melalui proses ini, kita memperoleh pengetahuan terperinci tentang konfigurasi elektron unsur dasar di bumi. Seperti yang akan kita pelajari nanti, pengetahuan konfigurasi elektron membantu kita untuk memahami dan memprediksi sifat-sifat unsur; hal itu juga menjelaskan mengapa tabel periodik bekerja dengan sangat baik.

Tabel 7.3 memberikan konfigurasi unsur-unsur elektron keadaan-dasar dari H (Z = 1) hingga Rg (Z = 111). Konfigurasi elektron semua unsur kecuali hidrogen dan helium diwakili oleh inti gas mulia, yang menunjukkan dalam kurung unsur gas mulia yang hampir mendahului unsur yang sedang dipertimbangkan, diikuti oleh simbol untuk subkulit berlapis tertinggi di kulit terluar. Perhatikan bahwa konfigurasi elektron dari subkulit berlapis tertinggi di kulit terluar untuk unsur-unsur natrium (Z=11) melalui argon (Z=18) mengikuti pola yang mirip dengan yang dari lithium (Z = 3) melalui neon (Z = 10).

Seperti disebutkan dalam Bagian 7.7, subkulit 4s diisi sebelum subkulit 3d dalam atom banyak elektron (lihat Gambar 7.24). Dengan demikian, konfigurasi elektron kalium (Z = 19) adalah 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹. Karena 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ adalah konfigurasi elektron argon, kita dapat menyederhanakan konfigurasi elektron kalium dengan menulis [Ar] 4s¹, di mana [Ar] menunjukkan “inti argon. ” Demikian pula, kita dapat menulis konfigurasi elektron kalsium (Z = 20) sebagai [Ar] 4s². Penempatan elektron terluar dalam orbital 4s (bukan dalam orbital 3d) kalium sangat didukung oleh bukti eksperimental. Perbandingan berikut juga menunjukkan bahwa ini adalah konfigurasi yang benar. Kimia potasium sangat mirip dengan litium dan natrium, dua logam alkali pertama. Elektron terluar dari litium dan natrium berada dalam orbital s (tidak ada ambiguitas dalam menetapkan konfigurasi elektronnya); oleh karena itu, kita mengharapkan elektron terakhir kalium untuk menempati 4s daripada orbital 3d.

Tabel 7.3 Konfigurasi Unsur-Elektron Keadaan Dasar*

* Simbol [He] disebut inti helium dan mewakili 1s². [Ne] disebut inti neon dan mewakili 1s²2s²2p⁶. [Ar] disebut inti argon dan mewakili [Ne] 3s²3p⁶. [Kr] disebut inti kripton dan mewakili [Ar] 4s²3d¹⁰4p⁶. [Xe] disebut inti xenon dan mewakili [Kr] 5s²4d¹⁰5p⁶. [Rn] disebut inti radon dan mewakili [Xe] 6s²4f¹⁴5d¹⁰6p⁶.

Unsur-unsur dari skandium (Z = 21) ke tembaga (Z=29) adalah logam transisi. Logam transisi memiliki subkulit yang tidak lengkap atau mudah menghasilkan kation yang memiliki subkulit yang tidak lengkap. Pertimbangkan seri logam transisi pertama, dari skandium hingga tembaga. Dalam seri ini elektron tambahan ditempatkan dalam orbital 3d, sesuai dengan aturan Hund. Namun, ada dua penyimpangan. Konfigurasi elektron kromium (Z = 24) adalah [Ar] 4s¹3d⁵ dan bukan [Ar] 4s²3d⁴, seperti yang kita duga. Terobosan serupa dalam pola diamati untuk tembaga, yang konfigurasi elektronnya adalah [Ar] 4s¹3d¹⁰ daripada [Ar] 4s²3d⁹. Alasan ketidakberesan ini adalah karena stabilitas yang sedikit lebih besar dikaitkan dengan sub-setengah-setengah (3d⁵) dan benar-benar setengah-penuh (3d¹⁰). Elektron dalam subkulit yang sama (dalam hal ini, orbital d) memiliki energi yang sama tetapi distribusi spasial yang berbeda. Akibatnya, mereka melindungi satu sama lain relatif kecil, dan elektron lebih kuat tertarik oleh inti ketika mereka memiliki konfigurasi 3d⁵. Menurut aturan Hund, diagram orbital untuk Cr adalah

Dengan demikian, Cr memiliki total enam elektron tidak berpasangan. Diagram orbital untuk tembaga adalah

Sekali lagi, stabilitas ekstra diperoleh dalam kasus ini dengan memiliki sub kulit 3d sepenuhnya terselesaikan. Secara umum, sub kulit setengah-penuh dan benar-benar berlapis memiliki stabilitas ekstra.

Untuk unsur Zn (Z = 30) hingga Kr (Z = 36), subkulit 4s dan 4p semuanya mudah. Dengan rubidium (Z = 37), elektron mulai memasuki tingkat energi n = 5.

Konfigurasi elektron dalam seri logam transisi kedua [yttrium (Z = 39) menjadi perak (Z = 47)] juga tidak beraturan, tetapi kita tidak akan peduli dengan perinciannya di sini.

Periode keenam dari tabel periodik dimulai dengan sesium (Z = 55) dan barium (Z = 56), yang konfigurasi elektronnya adalah [Xe] 6s¹ dan [Xe] 6s², masing-masing. Selanjutnya kita sampai pada lantanum (Z = 57). Dari Gambar 7.24 kita berharap bahwa setelah memasang orbital 6s kita akan menempatkan elektron tambahan dalam orbital 4f. Pada kenyataannya, energi orbital 5d dan 4f sangat dekat; pada kenyataannya, untuk lantanum 4f sedikit lebih tinggi dalam energi daripada 5d. Dengan demikian, konfigurasi elektron lantanum adalah [Xe] 6s²5d¹ dan bukan [Xe] 6s²4f¹.

Lantanum berikutnya adalah 14 unsur yang dikenal sebagai lantanida, atau deret tanah jarang [serium (Z = 58) hingga lutetium (Z=71)]. Logam tanah jarang memiliki subkulit 4f tidak lengkap atau mudah menimbulkan kation yang memiliki subkulit 4f tidak lengkap. Dalam seri ini, elektron yang ditambahkan ditempatkan dalam orbital 4f. Setelah sub kulit 4f sepenuhnya diisi, elektron berikutnya memasuki sub kulit 5d lutetium. Perhatikan bahwa konfigurasi elektron gadolinium (Z = 64) adalah [Xe] 6s²4f⁷5d¹ daripada [Xe] 6s²4f⁸. Seperti halnya kromium, gadolinium memperoleh stabilitas ekstra dengan memiliki subkulit setengah-penuh (4f⁷).

Seri logam transisi ketiga, termasuk lantanum dan hafnium (Z=72) dan memanjang melalui emas (Z=79), ditandai dengan pemasangan subkulit 5d. Dengan Hg (Z=80), orbital 6s dan 5d kini telah diisi. Sub kulit 6p berikutnya, yang membawa kita ke radon (Z = 86).

Baris unsur terakhir adalah seri aktinida, yang dimulai di thorium (Z=90). Sebagian besar unsur-unsur ini tidak ditemukan di alam tetapi telah disintesis.

Dengan beberapa pengecualian, Anda harus bisa menulis konfigurasi elektron dari unsur apa pun, menggunakan Gambar 7.24 sebagai panduan. Unsur-unsur yang membutuhkan perlakuan khusus adalah logam transisi, lantanida, dan aktinida. Seperti yang telah kita catat sebelumnya, pada nilai yang lebih besar dari bilangan kuantum utama n, urutan subkulit dapat mengisi terbalik dari satu unsur ke unsur berikutnya. Gambar 7.28 mengelompokkan unsur sesuai dengan jenis subkulit tempat elektron terluar ditempatkan.

Gambar 7.28 Klasifikasi kelompok unsur dalam tabel periodik sesuai dengan jenis subkulit yang diisi dengan elektron.

Contoh 7.11

Tulis konfigurasi konfigurasi keadaan dasar untuk (a) sulfur (S) dan (b) paladium (Pd), yang diamagnetik.

(a)
Strategi

Berapa banyak elektron dalam atom S (Z=16)? Kita mulai dengan n = 1 dan melanjutkan ke beberapa orbital dengan urutan yang ditunjukkan pada Gambar 7.24. Untuk setiap nilai 𝓁, kita menetapkan nilai yang mungkin dari m_ℓ. Kita dapat menempatkan elektron dalam orbital sesuai dengan prinsip pengecualian Pauli dan aturan Hund dan kemudian menulis konfigurasi elektron. Tugas ini disederhanakan jika kita menggunakan inti gas mulia yang mendahului S untuk elektron bagian dalam.

Penyelesaian

Belerang memiliki 16 elektron. Inti gas mulia dalam hal ini adalah [Ne]. (Ne adalah gas mulia pada periode sebelum sulfur.) [Ne] mewakili 1s²2s²2p⁶. Ini memberitahu kita 6 elektron untuk mengisi subkulit 3s dan sebagian mengisi subkulit 3p. Dengan demikian, konfigurasi elektron S adalah 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴ atau [Ne] 3s²3p⁴.

(b)
Strategi

Kita menggunakan pendekatan yang sama seperti pada (a). Apa artinya mengatakan bahwa Pd adalah unsur diamagnetik?

Penyelesaian

Paladium memiliki 46 elektron. Inti gas mulia dalam hal ini adalah [Kr]. (Kr adalah gas mulia pada periode paladium sebelumnya.) [Kr] mewakili

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶

10 elektron sisanya didistribusikan di antara orbital 4d dan 5s. Tiga pilihan tersebut adalah (1) 4d¹⁰, (2) 4d⁹5s¹, dan (3) 4d⁸5s². Karena paladium diamagnetik, semua elektron berpasangan dan konfigurasi elektronnya seharusnya

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶4d¹⁰

atau hanya [Kr] 4d¹⁰. Konfigurasi dalam (2) dan (3) keduanya mewakili unsur paramagnetik.

Periksa

Untuk mengkonfirmasi jawabannya, tulis diagram orbital untuk (1), (2), dan (3).

Latihan

Tulis konfigurasi elektron keadaan dasar untuk fosfor (P).

Ulasan Konsep

Identifikasi atom yang memiliki konfigurasi elektron keadaan dasar berikut: [Ar] 4s²3d⁶