Kerjakan Pada Laman Jawaban Yang Tersedia
Showing posts with label bab 8. Show all posts
Showing posts with label bab 8. Show all posts
Tuesday, January 22, 2019
Tugas 8
Atom netral dari unsur tertentu memiliki 17 elektron. Tanpa berkonsultasi dengan tabel periodik, (a) tulis konfigurasi elektron elemen-dasar, (b) klasifikasikan elemen, (c) tentukan apakah elemen ini diamagnetik atau paramagnetik.
Kata Kunci
Amplitudo
Atom berelektron banyak
Aturan Hund
Bilangan kuantum
Diagram batas permukaan
Diamagnetik
Efek fotolistrik
Foton
Frekuensi (υ)
Gelombang
Gelombang elektromagnetik
Inti gas mulia
Keadaan dasar
Kerapatan elektron
Kponfigurasi elektron
Kuantum
Logam transisi
Node
Orbital atom
Panjang gelombang (λ)
Paramagnetik
Prinsip Aufbau
Prinsip Ketidakpastian Heisenberg
Prinsip Pengecualian Pauli
Radiasi elektromagnetik
Seri aktinida
Seri Lantanida (tanah jarang)
Seri tanah jarang
Spektra garis
Spektrum emisi
Tingkat dasar (atau keadaan)
Tingkat eksitasi (atau keadaan)
Ringkasan Pengetahuan Faktual dan Konseptual
Penemuan Gas Mulia
Pada akhir 1800-an John William Strutt, Third Baron dari Rayleigh, yang adalah seorang profesor fisika di Laboratorium Cavendish di Cambridge, Inggris, secara akurat menentukan massa atom dari sejumlah elemen, tetapi ia memperoleh hasil membingungkan dengan nitrogen. Salah satu metode pembuatan nitrogen adalah dengan dekomposisi amonia termal:
Unsur Cair Ketiga
Dari 117 elemen yang diketahui, 11 adalah gas dalam kondisi atmosfer. Enam di antaranya adalah unsur-unsur Golongan 8A (gas mulia He, Ne, Ar, Kr, Xe, dan Rn), dan lima lainnya adalah hidrogen (H 2), nitrogen (N 2), oksigen (O 2), florine (F 2), dan klorin (Cl 2). Anehnya, hanya dua elemen yang cair pada 25 ° C: merkuri (Hg) dan bromin (Br 2
8.6 Variasi dalam Sifat Kimia Unsur Representatif
Energi ionisasi dan afinitas elektron membantu para ahli kimia memahami jenis reaksi yang dialami unsur dan sifat senyawa unsur tersebut. Pada tingkat konseptual, kedua ukuran ini berhubungan dengan cara yang sederhana: Energi ionisasi mengukur daya tarik atom terhadap elektronnya sendiri, sedangkan afinitas elektron mengekspresikan daya tarik atom untuk elektron tambahan yang berasal dari atom lain. Bersama-sama keduanya memberikan wawasan tentang daya tarik umum atom terhadap elektron. Dengan konsep-konsep ini kita dapat mensurvei sifat kimia unsur-unsur secara sistematis, memberikan perhatian khusus pada hubungan antara sifat kimianya dan konfigurasi elektronnya.
Kita telah melihat bahwa karakter logam unsur-unsur berkurang dari kiri ke kanan melintasi suatu periode dan meningkat dari atas ke bawah dalam suatu golongan. Atas dasar kecenderungan ini dan pengetahuan bahwa logam biasanya memiliki energi ionisasi yang rendah sedangkan nonlogam biasanya memiliki afinitas elektron yang tinggi, kita sering dapat memprediksi hasil reaksi yang melibatkan beberapa unsur ini.
Kecenderungan Umum Dalam Sifat Kimia
Sebelum kita mempelajari unsur-unsur dalam masing-masing golongan, mari kita lihat beberapa kecenderungan secara keseluruhan. Kita telah mengatakan bahwa unsur-unsur dalam golongan yang sama mirip satu sama lain dalam sifat kimia karena mereka memiliki konfigurasi elektron valensi yang sama. Pernyataan ini, meskipun benar dalam arti umum, harus diterapkan dengan hati-hati. Kimiawan telah lama mengetahui bahwa anggota pertama dari masing-masing golongan (unsur dalam periode kedua dari lithium sampai fluor) berbeda dari sisa anggota golongan yang sama. Lithium, misalnya, menunjukkan banyak, tetapi tidak semua, sifat karakteristik logam alkali. Demikian pula, berilium adalah anggota yang agak tipikal dari Golongan 2A, dan seterusnya. Perbedaannya dapat dikaitkan dengan ukuran kecil dari unsur pertama di setiap golongan (lihat Gambar 8.5).
Kecenderungan lain dalam sifat kimia unsur-unsur yang representatif adalah hubungan diagonal. Hubungan diagonal adalah kesamaan antara pasangan unsur dalam golongan yang berbeda dan periode tabel periodik. Secara khusus, tiga anggota pertama dari periode kedua (Li, Be, dan B) menunjukkan banyak kesamaan dengan unsur-unsur yang terletak diagonal di bawahnya dalam tabel periodik (Gambar 8.13). Alasan untuk fenomena ini adalah kedekatan kepadatan muatan kationnya. (Densitas muatan adalah muatan ion dibagi dengan volumenya.) Kation dengan densitas muatan sebanding bereaksi serupa dengan anion dan karenanya membentuk jenis senyawa yang sama. Jadi, sifat kimia lithium menyerupai magnesium dalam beberapa hal; pegangan yang sama untuk berilium dan aluminium dan untuk boron dan silikon. Masing-masing pasangan ini dikatakan menunjukkan hubungan diagonal. Kita akan melihat sejumlah contoh hubungan ini nanti.
Gambar 8.13 Hubungan diagonal dalam tabel periodik.
Ingatlah bahwa perbandingan sifat-sifat unsur dalam golongan yang sama paling valid jika kita berurusan dengan unsur-unsur dari jenis yang sama sehubungan dengan karakter logamnya. Pedoman ini berlaku untuk unsur-unsur dalam Golongan 1A dan 2A, yang semuanya merupakan logam, dan unsur-unsur dalam Golongan 7A dan 8A, yang semuanya bukan logam. Dalam Golongan 3A sampai 6A, di mana unsur-unsur berubah baik dari bukan logam menjadi logam atau dari bukan logam menjadi metaloid, adalah wajar untuk mengharapkan variasi yang lebih besar dalam sifat kimia meskipun anggota dari golongan yang sama memiliki konfigurasi elektron luar yang sama.
Sekarang mari kita melihat lebih dekat sifat-sifat kimia dari unsur-unsur yang representatif dan gas-gas mulia. (Kita akan mempertimbangkan kimia logam transisi di Bab 22.)
Hidrogen (1s¹)
Tidak ada posisi yang benar-benar cocok untuk hidrogen dalam tabel periodik. Secara tradisional hidrogen diperlihatkan di Golongan 1A, tetapi itu benar-benar bisa menjadi satu kelas dengan sendirinya. Seperti logam alkali, ia memiliki elektron valensi tunggal dan membentuk ion unipositif (H⁺), yang terhidrasi dalam larutan. Di sisi lain, hidrogen juga membentuk ion hidrida (H⁻) dalam senyawa ionik seperti NaH dan CaH₂. Dalam hal ini, hidrogen menyerupai halogen, yang semuanya membentuk ion uninegatif (F₂, Cl₂, Br₂, dan I₂) dalam senyawa ionik. Hidrida ionik bereaksi dengan air menghasilkan gas hidrogen dan hidroksida logam yang sesuai:
2NaH(s) + 2H₂O(l) → 2NaOH(aq) + H₂(g)
CaH₂(s) + 2H₂O(l) → Ca(OH)₂(aq) + 2H₂(g)
Tentu saja, senyawa hidrogen yang paling penting adalah air, yang terbentuk ketika hidrogen terbakar di udara:
2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(l)
Unsur Golongan IA (ns¹, n ≥ 2)
Gambar 8.14 menunjukkan unsur-unsur Golongan 1A, logam alkali. Semua unsur ini memiliki energi ionisasi yang rendah dan karenanya cenderung kehilangan elektron valensi tunggal. Bahkan, di sebagian besar senyawanya mereka adalah ion unipositif. Logam-logam ini sangat reaktif sehingga tidak pernah ditemukan dalam keadaan murni di alam. Mereka bereaksi dengan air menghasilkan gas hidrogen dan logam hidroksida yang sesuai:
2M(s) + 2H₂O(l) → 2MOH(aq) + H₂(g)
di mana M menunjukkan logam alkali. Ketika terkena udara, mereka secara bertahap kehilangan penampilan mengkilap saat mereka bereaksi dengan gas oksigen membentuk oksida. Lithium membentuk lithium oksida (mengandung ion O²⁻):
4Li(s) + O₂(g) → 2Li₂O(l)
Logam alkali lainnya semuanya membentuk oksida dan peroksida (mengandung ion O₂²⁻). Sebagai contoh,
2Na(s) + O₂(g) → 2Na₂O₂(l)
Kalium, rubidium, dan sesium juga membentuk superoksida (mengandung ion O₂⁻):
K(s) + O₂(g) → KO₂(s)
Alasan mengapa berbagai jenis oksida terbentuk ketika logam alkali bereaksi dengan oksigen berkaitan dengan stabilitas oksida dalam keadaan padat. Karena semua oksida ini adalah senyawa ionik, kestabilannya tergantung pada seberapa kuat kation dan anion menarik satu sama lain. Lithium cenderung membentuk lithium oksida karena senyawa ini lebih stabil daripada lithium peroksida. Pembentukan oksida logam alkali lainnya dapat dijelaskan dengan cara yang sama.
Gambar 8.14 Unsur Golongan 1A: logam alkali. Francium (tidak ditampilkan) bersifat radioaktif.
Unsur Golongan 2A (ns², n ≥ 2)
Gambar 8.15 menunjukkan unsur-unsur Golongan 2A. Sebagai suatu golongan, logam alkali tanah agak kurang reaktif dibandingkan logam alkali. Energi ionisasi pertama dan kedua berkurang dari berilium ke barium. Jadi, kecenderungannya adalah membentuk ion M²⁺ (di mana M menunjukkan atom logam alkali tanah), dan karenanya karakter logam meningkat dari atas ke bawah. Sebagian besar senyawa berilium (BeH₂ dan berilium halida, seperti BeCl₂) dan beberapa senyawa magnesium (MgH₂, misalnya) lebih bersifat molekul daripada bersifat ionik.
Gambar 8.15 Unsur Golongan 2A: logam alkali tanah.
Reaktivitas logam alkali tanah dengan air sangat bervariasi. Berilium tidak bereaksi dengan air; magnesium bereaksi lambat dengan uap air; kalsium, strontium, dan barium cukup reaktif untuk menyerang air dingin:
Ba(s) + H₂O(l) → Ba(OH)₂(aq) + H₂(g)
Reaktivitas logam alkali tanah terhadap oksigen juga meningkat dari Be ke Ba. Berilium dan magnesium membentuk oksida (BeO dan MgO) hanya pada suhu tinggi, sedangkan CaO, SrO, dan BaO terbentuk pada suhu kamar.
Magnesium bereaksi dengan larutan asam dalam air, membebaskan gas hidrogen:
Mg(s) + H⁺(aq) → Mg²⁺(aq) + H₂(g)
Kalsium, strontium, dan barium juga bereaksi dengan larutan asam dalam air menghasilkan gas hidrogen. Namun, karena logam ini juga menyerang air, dua reaksi berbeda akan terjadi secara bersamaan.
Sifat kimia kalsium dan strontium memberikan contoh yang menarik tentang kesamaan golongan periodik. Strontium-90, isotop radioaktif, adalah produk utama dari ledakan bom atom. Jika sebuah bom atom meledak di atmosfer, strontium-90 yang terbentuk pada akhirnya akan mengendap di tanah dan air, dan itu akan mencapai tubuh kita melalui rantai makanan yang relatif pendek. Misalnya, jika sapi makan rumput yang terkontaminasi dan minum air yang terkontaminasi, mereka akan meneruskan strontium-90 dalam susu mereka. Karena kalsium dan strontium secara kimiawi serupa, ion Sr²⁺ dapat menggantikan ion Ca²⁺ dalam tulang kita. Paparan konstan tubuh terhadap radiasi energi tinggi yang dipancarkan oleh isotop strontium-90 dapat menyebabkan anemia, leukemia, dan penyakit kronis lainnya.
Unsur Golongan 3A (ns² np¹, n ≥ 2)
Anggota pertama Golongan 3A, boron, adalah metaloid; sisanya adalah logam (Gambar 8.16). Boron tidak membentuk senyawa ion biner dan tidak reaktif terhadap gas oksigen dan air. Unsur berikutnya, aluminium, dapat membentuk aluminium oksida ketika terkena udara:
4Al(s) + 3O₂(g) → 2Al₂O₃(s)
Aluminium yang memiliki lapisan pelindung aluminium oksida kurang reaktif dibandingkan aluminium unsur. Aluminium hanya membentuk ion tripositif. Bereaksi dengan asam klorida sebagai berikut:
2Al(s) + 6H⁺(aq) → 2Al³⁺(aq) + 3H₂(g)
Unsur logam Golongan 3A lainnya membentuk ion unipositif dan tripositif. Bergerak turun golongan, kita menemukan bahwa ion unipositive menjadi lebih stabil daripada ion tripositif.
Unsur logam dalam Golongan 3A juga membentuk banyak senyawa molekul. Sebagai contoh, aluminium bereaksi dengan hidrogen membentuk AlH₃, yang menyerupai BeH₂ dalam sifat-sifatnya. (Ini adalah contoh hubungan diagonal.) Jadi, dari kiri ke kanan melintasi tabel periodik, kita melihat pergeseran bertahap dari karakter logam ke karakter non logam dalam unsur yang representatif.
Gambar 8.16 Unsur Golongan 3A. Titik leleh rendah gallium (29,8°C) menyebabkannya meleleh saat dipegang.
Unsur Golongan 4A (ns² np², n ≥ 2)
Anggota pertama Golongan 4A, karbon, adalah bukan logam, dan dua anggota berikutnya, silikon dan germanium, adalah metaloid (Gambar 8.17). Unsur logam dari kelompok ini, timah dan timbal, tidak bereaksi dengan air, tetapi mereka bereaksi dengan asam (asam klorida, misalnya) untuk melepaskan gas hidrogen:
Unsur-unsur Golongan 4A membentuk senyawa-senyawa baik dalam keadaan oksidasi +2 dan +4. Untuk karbon dan silikon, oksidasi +4 adalah yang lebih stabil. Sebagai contoh, CO₂ lebih stabil daripada CO, dan SiO₂ adalah senyawa stabil, tetapi SiO tidak ada dalam kondisi normal. Namun, ketika kita bergerak turun dari golongan, kecenderungan stabilitas berbalik. Dalam senyawa timah, oksidasi +4 hanya sedikit lebih stabil daripada oksidasi +2. Dalam senyawa timbal, tingkat oksidasi +2 tidak diragukan lagi yang lebih stabil. Konfigurasi elektron terluar dari timbal adalah 6s² 6p², dan timbal cenderung kehilangan hanya elektron 6p (membentuk Pb²⁺) daripada elektron 6p dan 6s (membentuk Pb⁴⁺).
Gambar 8.17 Unsur Golongan 4A
Unsur Golongan 5A (ns² np³, n ≥ 2)
Unsur nitrogen adalah gas diatomik (N₂). Ini membentuk sejumlah oksida (NO, N₂O, NO₂, N₂O₄, dan N₂O₅), di mana hanya N₂O₅ yang merupakan padatan; yang lain adalah gas. Nitrogen memiliki kecenderungan untuk menerima tiga elektron untuk membentuk ion nitrida, N³⁻ (sehingga mencapai konfigurasi elektron 1s² 2s² 2p⁶, yang isoelektronik dengan neon). Sebagian besar nitrida logam (Li₃N dan Mg₃N₂, misalnya) adalah senyawa ionik. Fosfor ada sebagai molekul P₄. Ini membentuk dua oksida padat dengan rumus P₄O₆ dan P₄O₁₀. Asam okso- penting HNO₃ dan H₃PO₄ terbentuk ketika oksida berikut bereaksi dengan air:
Arsenik, antimon, dan bismut memiliki struktur tiga dimensi yang luas. Bismut adalah logam yang jauh lebih sedikit reaktif daripada logam dalam golongan sebelumnya.
Gambar 8.18 Unsur Golongan 5A. Molekul nitrogen adalah gas yang tidak berwarna dan tidak berbau.
Unsur Golongan 6A (ns² np⁴, n ≥ 2)
Tiga anggota pertama Golongan 6A (oksigen, sulfur, dan selenium) adalah bukan logam, dan dua terakhir (telurium dan polonium) adalah metaloid (Gambar 8.19). Oksigen adalah gas diatomik; unsur sulfur dan selenium masing-masing memiliki rumus molekul S₈ dan Se₈; telurium dan polonium memiliki struktur tiga dimensi yang lebih luas. (Polonium, anggota terakhir, adalah unsur radioaktif yang sulit dipelajari di laboratorium.) Oksigen memiliki kecenderungan untuk menerima dua elektron untuk membentuk ion oksida (O²⁻) dalam banyak senyawa ionik. Belerang, selenium, dan telurium juga membentuk anion dinegatif (S²⁻, Se²⁻, dan Te²⁻). Unsur-unsur dalam golongan ini (terutama oksigen) membentuk sejumlah besar senyawa molekul dengan non logam. Senyawa sulfur yang penting adalah SO₂, SO₃, dan H₂S. Senyawa sulfur komersial yang paling penting adalah asam sulfat, yang terbentuk ketika sulfur trioksida bereaksi dengan air:
Gambar 8.19 Unsur Golongan 6A belerang, selenium, dan telurium. Molekul Oksigen adalah gas yang tidak berwarna dan tidak berbau. Polonium (tidak ditampilkan) bersifat radioaktif.
Unsur Golongan 7A (ns² np⁵, n ≥ 2)
Semua halogen adalah non logam dengan rumus umum X₂, di mana X menunjukkan unsur halogen (Gambar 8.20). Karena reaktivitasnya yang kuat, halogen tidak pernah ditemukan dalam bentuk unsur di alam. (Anggota terakhir Golongan 7A, astatin, adalah unsur radioaktif. Sedikit yang diketahui tentang sifat-sifatnya.) Fluor sangat reaktif sehingga menyerang air menghasilkan oksigen:
Sebenarnya reaksi antara molekul fluor dan air cukup kompleks; produk yang terbentuk tergantung pada kondisi reaksi. Reaksi yang ditunjukkan di atas adalah salah satu dari beberapa kemungkinan perubahan.
Halogen memiliki energi ionisasi yang tinggi dan hubungan elektron positif yang besar. Anion yang berasal dari halogen (F₂, Cl₂, Br₂, dan I₂) disebut halida. Semuanya isoelektronik dengan gas mulia di sebelah kanannya dalam tabel periodik. Sebagai contoh, F₂ isoelektronik dengan Ne, Cl₂ dengan Ar, dan seterusnya. Sebagian besar dari halida logam alkali dan halida logam alkali tanah adalah senyawa ionik. Halogen juga membentuk banyak senyawa molekul di antara mereka sendiri (seperti ICl dan BrF₃) dan dengan unsur-unsur non logam dalam golongan lain (seperti NF₃, PCl₅, dan SF₆). Halogen bereaksi dengan hidrogen membentuk hidrogen halida:
Ketika reaksi ini melibatkan florin, ia meledak, tetapi menjadi semakin keras saat kita mengganti klorin, bromin, dan yodium. Hidrogen halida larut dalam air membentuk asam hidrohalat. Asam Hidroflorat atau asam florida (HF) adalah asam lemah (itu adalah elektrolit yang lemah), tetapi asam hidrohalat lainnya (HCl, HBr, dan HI) semuanya adalah asam kuat (elektrolit kuat).
Gambar 8.20 Unsur Golongan 7A, klor, brom, dan yodium. Fluor adalah gas berwarna hijau kehijauan yang menyerang peralatan gelas biasa. Astatin adalah unsur radioaktif.
Unsur Golongan 8A (ns² np⁶, n ≥ 2)
Semua gas mulia ada sebagai spesies monatomik (Gambar 8.21). Atom-atomnya memiliki kulit terluar ns dan np yang benar-benar terisi penuh, yang memberi mereka stabilitas besar. (Helium adalah 1s².) Energi ionisasi Golongan 8A adalah yang tertinggi di antara semua unsur, dan gas-gas ini tidak memiliki kecenderungan untuk menerima elektron tambahan. Selama bertahun-tahun unsur-unsur ini disebut gas inert, dan memang demikian. Sampai tahun 1963 tidak ada yang bisa menyiapkan senyawa yang mengandung unsur-unsur ini. Ahli kimia Inggris, Neil Bartlett, 'telah menghancurkan pandangan para ahli kimia tentang unsur-unsur ini ketika ia mengekspos xenon pada platinum heksaflorida, agen pengoksidasi yang kuat, dan menghasilkan reaksi berikut (Gambar 8.22):
Gambar 8.21 Semua gas mulia tidak berwarna dan tidak berbau. Gambar-gambar ini menunjukkan warna yang dipancarkan oleh gas dari tabung pelepas muatan.
Gambar 8.22 (a) Gas Xenon (tidak berwarna) dan PtF₆ (gas merah) terpisah satu sama lain. (b) Ketika dua gas dibiarkan bercampur, senyawa padat kuning-oranye terbentuk. Perhatikan bahwa produk pada awalnya diberikan rumus yang salah XePtF₆.
Perbandingan Unsur Golongan 1A dan 1B
Ketika kita membandingkan unsur Golongan 1A (logam alkali) dan unsur Golongan 1B (tembaga, perak, dan emas), kita sampai pada kesimpulan yang menarik. Meskipun logam dalam dua golongan ini memiliki konfigurasi elektron terluar yang serupa, dengan satu elektron di orbital terluar, sifat kimianya sangat berbeda.
Energi ionisasi pertama Cu, Ag, dan Au masing-masing adalah 745 kJ/mol, 731 kJ/mol, dan 890 kJ/mol. Karena nilai-nilai ini jauh lebih besar daripada logam alkali (lihat Tabel 8.2), unsur-unsur Golongan 1B jauh lebih kurang reaktif. Energi ionisasi yang lebih tinggi dari unsur-unsur Golongan 1B dihasilkan dari perisai inti yang tidak lengkap oleh elektron-elektron d dalam (dibandingkan dengan perisai yang lebih efektif dari inti gas mulia yang sepenuhnya berlapis). Akibatnya elektron terluar dari unsur-unsur ini lebih kuat tertarik oleh inti. Faktanya, tembaga, perak, dan emas sangat tidak reaktif sehingga biasanya ditemukan dalam keadaan tidak terkombinasi di alam. Kelambanan dan kelangkaan logam ini membuatnya berharga dalam pembuatan koin dan perhiasan. Untuk alasan ini, logam-logam ini juga disebut "logam koin." Perbedaan dalam sifat-sifat kimia antara unsur-unsur Golongan 2A (logam alkali tanah) dan logam-logam Golongan 2B (seng, kadmium, dan merkuri) dapat dijelaskan dengan cara yang sama.
Sifat-sifat Oksida di Suatu Periode
Salah satu cara untuk membandingkan sifat-sifat unsur yang representatif dalam suatu periode adalah dengan memeriksa sifat-sifat serangkaian senyawa yang serupa. Karena oksigen bergabung dengan hampir semua unsur, kita akan membandingkan sifat-sifat oksida dari unsur periode ketiga untuk melihat bagaimana logam berbeda dari metaloid dan nonlogam. Beberapa unsur pada periode ketiga (P, S, dan Cl) membentuk beberapa jenis oksida, tetapi untuk kesederhanaan kita hanya akan mempertimbangkan oksida-oksida yang unsur-unsurnya memiliki bilangan oksidasi tertinggi. Tabel 8.4 mencantumkan beberapa karakteristik umum oksida ini. Kita mengamati sebelumnya bahwa oksigen memiliki kecenderungan membentuk ion oksida. Kecenderungan ini sangat disukai ketika oksigen bergabung dengan logam yang memiliki energi ionisasi rendah, yaitu yang ada di Golongan 1A dan 2A, ditambah aluminium. Jadi, Na₂O, MgO, dan Al₂O₃ adalah senyawa ionik, seperti ditunjukkan oleh titik leleh dan titik didihnya yang tinggi. Mereka memiliki struktur tiga dimensi yang luas di mana setiap kation dikelilingi oleh sejumlah anion tertentu, dan sebaliknya. Ketika energi ionisasi unsur-unsur meningkat dari kiri ke kanan, demikian pula sifat molekul oksida yang terbentuk. Silikon adalah metaloid; oksida (SiO₂) juga memiliki jaringan tiga dimensi yang sangat besar, walaupun tidak ada ion. Oksida fosfor, sulfur, dan klorin adalah senyawa molekul yang tersusun dari unit-unit kecil yang terpisah. Daya tarik yang lemah di antara molekul-molekul ini menghasilkan titik leleh dan titik didih yang relatif rendah.
Sebagian besar oksida dapat diklasifikasikan sebagai asam atau basa tergantung pada apakah mereka menghasilkan asam atau basa ketika dilarutkan dalam air atau bereaksi sebagai asam atau basa dalam proses tertentu. Beberapa oksida bersifat amfoter, yang berarti oksida tersebut menunjukkan sifat asam dan sifat basa. Dua oksida pertama dari periode ketiga, Na₂O dan MgO, adalah oksida basa. Sebagai contoh, Na₂O bereaksi dengan air membentuk basa natrium hidroksida:
Magnesium oksida sangat tidak larut; itu tidak bereaksi dengan air sampai batas tertentu. Namun, ia bereaksi dengan asam dengan cara yang serupa dengan reaksi asam-basa:
Aluminium oksida bahkan lebih jarang larut daripada magnesium oksida; itu juga tidak bereaksi dengan air. Namun, itu menunjukkan sifat basa ketika bereaksi dengan asam:
Dengan demikian, Al₂O₃ diklasifikasikan sebagai oksida amfoter karena memiliki sifat asam dan sifat basa. Oksida amfoter lainnya adalah ZnO, BeO, dan Bi₂O₃.
Silikon dioksida tidak larut dan tidak bereaksi dengan air. Ini memiliki sifat asam, karena bereaksi dengan basa yang sangat pekat:
Untuk alasan ini, larutan pekat basa kuat dalam air seperti NaOH (aq) tidak boleh disimpan dalam gelas Pyrex, yang terbuat dari SiO₂.
Oksida periode ketiga yang tersisa bersifat asam. Mereka bereaksi dengan air membentuk asam fosfat (H₃PO₄), asam sulfat (H₂SO₄), dan asam perklorat (HClO₄):
Oksida tertentu seperti CO dan NO adalah netral; yaitu, keduanya tidak bereaksi dengan air menghasilkan larutan asam atau larutan basa. Secara umum, oksida yang mengandung unsur non logam tidak bersifat basa.
Pemeriksaan singkat oksida unsur periode ketiga ini menunjukkan bahwa karena sifat logam unsur menurun dari kiri ke kanan melintasi periode, oksidanya berubah dari basa menjadi amfoter menjadi asam. Oksida logam biasanya bersifat basa, dan sebagian besar oksida non logam bersifat asam. Sifat-sifat antara oksida (seperti yang ditunjukkan oleh oksida amfoter) ditunjukkan oleh unsur-unsur yang posisinya menengah dalam periode tersebut. Perhatikan juga bahwa karena karakter logam unsur-unsur meningkat dari atas ke bawah dalam golongan unsur yang representatif, kita akan mengharapkan oksida unsur dengan nomor atom yang lebih tinggi lebih mendasar daripada unsur yang lebih ringan. Ini memang masalahnya.
Contoh 8.6
Klasifikasikan oksida berikut sebagai asam, basa, atau amfoter:
(a) Rb₂O, (b) BeO, (c) As₂O₅.
Strategi
Apa jenis unsur yang membentuk oksida asam? oksida basa? oksida amfoter?
Penyelesaian
(a) Karena rubidium adalah logam alkali, kita berharap Rb₂O merupakan oksida basa.
(b) Berilium adalah logam alkali tanah. Namun, karena ini adalah anggota pertama Golongan 2A, kita berharap bahwa itu mungkin agak berbeda dari anggota golongan lainnya. Dalam teks kita melihat bahwa Al₂O₃ adalah amfoter. Karena berilium dan aluminium menunjukkan hubungan diagonal, BeO dapat menyerupai sifat Al₂O₃. Ternyata BeO juga merupakan oksida amfoter.
(c) Karena arsenik adalah non logam, kita berharap As₂O₅ merupakan oksida asam.
Latihan
Klasifikasikan oksida berikut sebagai asam, basa, atau amfoter:
(a) ZnO, (b) P₄O₁₀, (c) CaO.
Anggota pertama Golongan 4A, karbon, adalah bukan logam, dan dua anggota berikutnya, silikon dan germanium, adalah metaloid (Gambar 8.17). Unsur logam dari kelompok ini, timah dan timbal, tidak bereaksi dengan air, tetapi mereka bereaksi dengan asam (asam klorida, misalnya) untuk melepaskan gas hidrogen:
Sn(s) + 2H⁺(aq) → Sn²⁺(aq) + H₂(g)
Pb(s) + 2H⁺(aq) → Pb²⁺(aq) + H₂(g)
Unsur-unsur Golongan 4A membentuk senyawa-senyawa baik dalam keadaan oksidasi +2 dan +4. Untuk karbon dan silikon, oksidasi +4 adalah yang lebih stabil. Sebagai contoh, CO₂ lebih stabil daripada CO, dan SiO₂ adalah senyawa stabil, tetapi SiO tidak ada dalam kondisi normal. Namun, ketika kita bergerak turun dari golongan, kecenderungan stabilitas berbalik. Dalam senyawa timah, oksidasi +4 hanya sedikit lebih stabil daripada oksidasi +2. Dalam senyawa timbal, tingkat oksidasi +2 tidak diragukan lagi yang lebih stabil. Konfigurasi elektron terluar dari timbal adalah 6s² 6p², dan timbal cenderung kehilangan hanya elektron 6p (membentuk Pb²⁺) daripada elektron 6p dan 6s (membentuk Pb⁴⁺).
Unsur Golongan 5A (ns² np³, n ≥ 2)
Dalam Golongan 5A, nitrogen dan fosfor adalah non logam, arsenik dan antimon adalah metaloid, dan bismut adalah logam (Gambar 8.18). Dengan demikian, kita mengharapkan variasi sifat yang lebih besar di dalam golongan.
Unsur nitrogen adalah gas diatomik (N₂). Ini membentuk sejumlah oksida (NO, N₂O, NO₂, N₂O₄, dan N₂O₅), di mana hanya N₂O₅ yang merupakan padatan; yang lain adalah gas. Nitrogen memiliki kecenderungan untuk menerima tiga elektron untuk membentuk ion nitrida, N³⁻ (sehingga mencapai konfigurasi elektron 1s² 2s² 2p⁶, yang isoelektronik dengan neon). Sebagian besar nitrida logam (Li₃N dan Mg₃N₂, misalnya) adalah senyawa ionik. Fosfor ada sebagai molekul P₄. Ini membentuk dua oksida padat dengan rumus P₄O₆ dan P₄O₁₀. Asam okso- penting HNO₃ dan H₃PO₄ terbentuk ketika oksida berikut bereaksi dengan air:
N₂O₅(s) + H₂O(l) → 2H(NO)₃(aq)
P₄O₁₀(s) + 6H₂O(l) → 4H₃PO₄(aq)
Arsenik, antimon, dan bismut memiliki struktur tiga dimensi yang luas. Bismut adalah logam yang jauh lebih sedikit reaktif daripada logam dalam golongan sebelumnya.
Unsur Golongan 6A (ns² np⁴, n ≥ 2)
Tiga anggota pertama Golongan 6A (oksigen, sulfur, dan selenium) adalah bukan logam, dan dua terakhir (telurium dan polonium) adalah metaloid (Gambar 8.19). Oksigen adalah gas diatomik; unsur sulfur dan selenium masing-masing memiliki rumus molekul S₈ dan Se₈; telurium dan polonium memiliki struktur tiga dimensi yang lebih luas. (Polonium, anggota terakhir, adalah unsur radioaktif yang sulit dipelajari di laboratorium.) Oksigen memiliki kecenderungan untuk menerima dua elektron untuk membentuk ion oksida (O²⁻) dalam banyak senyawa ionik. Belerang, selenium, dan telurium juga membentuk anion dinegatif (S²⁻, Se²⁻, dan Te²⁻). Unsur-unsur dalam golongan ini (terutama oksigen) membentuk sejumlah besar senyawa molekul dengan non logam. Senyawa sulfur yang penting adalah SO₂, SO₃, dan H₂S. Senyawa sulfur komersial yang paling penting adalah asam sulfat, yang terbentuk ketika sulfur trioksida bereaksi dengan air:
SO₃(g) + H₂O(l) → H₂SO₄(aq)
Unsur Golongan 7A (ns² np⁵, n ≥ 2)
Semua halogen adalah non logam dengan rumus umum X₂, di mana X menunjukkan unsur halogen (Gambar 8.20). Karena reaktivitasnya yang kuat, halogen tidak pernah ditemukan dalam bentuk unsur di alam. (Anggota terakhir Golongan 7A, astatin, adalah unsur radioaktif. Sedikit yang diketahui tentang sifat-sifatnya.) Fluor sangat reaktif sehingga menyerang air menghasilkan oksigen:
2F₂(g) + 2H₂O(l) → 4HF(aq) + O₂(g)
Halogen memiliki energi ionisasi yang tinggi dan hubungan elektron positif yang besar. Anion yang berasal dari halogen (F₂, Cl₂, Br₂, dan I₂) disebut halida. Semuanya isoelektronik dengan gas mulia di sebelah kanannya dalam tabel periodik. Sebagai contoh, F₂ isoelektronik dengan Ne, Cl₂ dengan Ar, dan seterusnya. Sebagian besar dari halida logam alkali dan halida logam alkali tanah adalah senyawa ionik. Halogen juga membentuk banyak senyawa molekul di antara mereka sendiri (seperti ICl dan BrF₃) dan dengan unsur-unsur non logam dalam golongan lain (seperti NF₃, PCl₅, dan SF₆). Halogen bereaksi dengan hidrogen membentuk hidrogen halida:
H₂(g) + X₂(g) → 2HX(g)
Ketika reaksi ini melibatkan florin, ia meledak, tetapi menjadi semakin keras saat kita mengganti klorin, bromin, dan yodium. Hidrogen halida larut dalam air membentuk asam hidrohalat. Asam Hidroflorat atau asam florida (HF) adalah asam lemah (itu adalah elektrolit yang lemah), tetapi asam hidrohalat lainnya (HCl, HBr, dan HI) semuanya adalah asam kuat (elektrolit kuat).
Unsur Golongan 8A (ns² np⁶, n ≥ 2)
Semua gas mulia ada sebagai spesies monatomik (Gambar 8.21). Atom-atomnya memiliki kulit terluar ns dan np yang benar-benar terisi penuh, yang memberi mereka stabilitas besar. (Helium adalah 1s².) Energi ionisasi Golongan 8A adalah yang tertinggi di antara semua unsur, dan gas-gas ini tidak memiliki kecenderungan untuk menerima elektron tambahan. Selama bertahun-tahun unsur-unsur ini disebut gas inert, dan memang demikian. Sampai tahun 1963 tidak ada yang bisa menyiapkan senyawa yang mengandung unsur-unsur ini. Ahli kimia Inggris, Neil Bartlett, 'telah menghancurkan pandangan para ahli kimia tentang unsur-unsur ini ketika ia mengekspos xenon pada platinum heksaflorida, agen pengoksidasi yang kuat, dan menghasilkan reaksi berikut (Gambar 8.22):
Xe(g) + 2PtF₆(g) → XeF⁺Pt₂F⁻₁₁(s)
Sejak itu, sejumlah senyawa xenon (XeF₄, XeO₃, XeO₄, XeOF₄) dan beberapa senyawa kripton (KrF₂, misalnya) telah disiapkan (Gambar 8.23). Meskipun minat besar dalam kimiawi gas mulia, senyawa mereka tidak memiliki aplikasi komersial utama, dan mereka tidak terlibat dalam proses biologis alami. Tidak ada senyawa helium dan neon yang diketahui.
Perbandingan Unsur Golongan 1A dan 1B
Ketika kita membandingkan unsur Golongan 1A (logam alkali) dan unsur Golongan 1B (tembaga, perak, dan emas), kita sampai pada kesimpulan yang menarik. Meskipun logam dalam dua golongan ini memiliki konfigurasi elektron terluar yang serupa, dengan satu elektron di orbital terluar, sifat kimianya sangat berbeda.
Energi ionisasi pertama Cu, Ag, dan Au masing-masing adalah 745 kJ/mol, 731 kJ/mol, dan 890 kJ/mol. Karena nilai-nilai ini jauh lebih besar daripada logam alkali (lihat Tabel 8.2), unsur-unsur Golongan 1B jauh lebih kurang reaktif. Energi ionisasi yang lebih tinggi dari unsur-unsur Golongan 1B dihasilkan dari perisai inti yang tidak lengkap oleh elektron-elektron d dalam (dibandingkan dengan perisai yang lebih efektif dari inti gas mulia yang sepenuhnya berlapis). Akibatnya elektron terluar dari unsur-unsur ini lebih kuat tertarik oleh inti. Faktanya, tembaga, perak, dan emas sangat tidak reaktif sehingga biasanya ditemukan dalam keadaan tidak terkombinasi di alam. Kelambanan dan kelangkaan logam ini membuatnya berharga dalam pembuatan koin dan perhiasan. Untuk alasan ini, logam-logam ini juga disebut "logam koin." Perbedaan dalam sifat-sifat kimia antara unsur-unsur Golongan 2A (logam alkali tanah) dan logam-logam Golongan 2B (seng, kadmium, dan merkuri) dapat dijelaskan dengan cara yang sama.
Gambar 8.23 Kristal xenon tetraflorida (XeF₄).
Sifat-sifat Oksida di Suatu Periode
Salah satu cara untuk membandingkan sifat-sifat unsur yang representatif dalam suatu periode adalah dengan memeriksa sifat-sifat serangkaian senyawa yang serupa. Karena oksigen bergabung dengan hampir semua unsur, kita akan membandingkan sifat-sifat oksida dari unsur periode ketiga untuk melihat bagaimana logam berbeda dari metaloid dan nonlogam. Beberapa unsur pada periode ketiga (P, S, dan Cl) membentuk beberapa jenis oksida, tetapi untuk kesederhanaan kita hanya akan mempertimbangkan oksida-oksida yang unsur-unsurnya memiliki bilangan oksidasi tertinggi. Tabel 8.4 mencantumkan beberapa karakteristik umum oksida ini. Kita mengamati sebelumnya bahwa oksigen memiliki kecenderungan membentuk ion oksida. Kecenderungan ini sangat disukai ketika oksigen bergabung dengan logam yang memiliki energi ionisasi rendah, yaitu yang ada di Golongan 1A dan 2A, ditambah aluminium. Jadi, Na₂O, MgO, dan Al₂O₃ adalah senyawa ionik, seperti ditunjukkan oleh titik leleh dan titik didihnya yang tinggi. Mereka memiliki struktur tiga dimensi yang luas di mana setiap kation dikelilingi oleh sejumlah anion tertentu, dan sebaliknya. Ketika energi ionisasi unsur-unsur meningkat dari kiri ke kanan, demikian pula sifat molekul oksida yang terbentuk. Silikon adalah metaloid; oksida (SiO₂) juga memiliki jaringan tiga dimensi yang sangat besar, walaupun tidak ada ion. Oksida fosfor, sulfur, dan klorin adalah senyawa molekul yang tersusun dari unit-unit kecil yang terpisah. Daya tarik yang lemah di antara molekul-molekul ini menghasilkan titik leleh dan titik didih yang relatif rendah.
Sebagian besar oksida dapat diklasifikasikan sebagai asam atau basa tergantung pada apakah mereka menghasilkan asam atau basa ketika dilarutkan dalam air atau bereaksi sebagai asam atau basa dalam proses tertentu. Beberapa oksida bersifat amfoter, yang berarti oksida tersebut menunjukkan sifat asam dan sifat basa. Dua oksida pertama dari periode ketiga, Na₂O dan MgO, adalah oksida basa. Sebagai contoh, Na₂O bereaksi dengan air membentuk basa natrium hidroksida:
Na₂O(s) + H₂O(l) → 2NaOH(aq)
Magnesium oksida sangat tidak larut; itu tidak bereaksi dengan air sampai batas tertentu. Namun, ia bereaksi dengan asam dengan cara yang serupa dengan reaksi asam-basa:
MgO(s) + HCl(aq) → MgCl₂(aq) + H₂O(l)
Perhatikan bahwa produk dari reaksi ini adalah garam (MgCl₂) dan air, produk yang biasa digunakan untuk netralisasi asam basa.Aluminium oksida bahkan lebih jarang larut daripada magnesium oksida; itu juga tidak bereaksi dengan air. Namun, itu menunjukkan sifat basa ketika bereaksi dengan asam:
Al₂O₃(s) + 6HCl(aq) → 2AlCl₃(aq) + 3H₂O(l)
Ini juga menunjukkan sifat asam ketika bereaksi dengan basa:
Al₂O₃(s) + 2NaOH(aq) + 3H₂O(l) → 2NaAl(OH)₄(aq)
Dengan demikian, Al₂O₃ diklasifikasikan sebagai oksida amfoter karena memiliki sifat asam dan sifat basa. Oksida amfoter lainnya adalah ZnO, BeO, dan Bi₂O₃.
Silikon dioksida tidak larut dan tidak bereaksi dengan air. Ini memiliki sifat asam, karena bereaksi dengan basa yang sangat pekat:
SiO₂(s) + 2NaOH(aq) → Na₂SiO₃(aq) + H₂O(l)
Untuk alasan ini, larutan pekat basa kuat dalam air seperti NaOH (aq) tidak boleh disimpan dalam gelas Pyrex, yang terbuat dari SiO₂.
Oksida periode ketiga yang tersisa bersifat asam. Mereka bereaksi dengan air membentuk asam fosfat (H₃PO₄), asam sulfat (H₂SO₄), dan asam perklorat (HClO₄):
P₄O₁₀(s) + 6H₂O(l) → 4H₃PO₄(aq)
SO₃(g) + H₂O(l) → H₂SO₄(aq)
Cl₂O₇(g) + H₂O(l) → 2HClO₄(aq)
Pemeriksaan singkat oksida unsur periode ketiga ini menunjukkan bahwa karena sifat logam unsur menurun dari kiri ke kanan melintasi periode, oksidanya berubah dari basa menjadi amfoter menjadi asam. Oksida logam biasanya bersifat basa, dan sebagian besar oksida non logam bersifat asam. Sifat-sifat antara oksida (seperti yang ditunjukkan oleh oksida amfoter) ditunjukkan oleh unsur-unsur yang posisinya menengah dalam periode tersebut. Perhatikan juga bahwa karena karakter logam unsur-unsur meningkat dari atas ke bawah dalam golongan unsur yang representatif, kita akan mengharapkan oksida unsur dengan nomor atom yang lebih tinggi lebih mendasar daripada unsur yang lebih ringan. Ini memang masalahnya.
Contoh 8.6
Klasifikasikan oksida berikut sebagai asam, basa, atau amfoter:
(a) Rb₂O, (b) BeO, (c) As₂O₅.
Strategi
Apa jenis unsur yang membentuk oksida asam? oksida basa? oksida amfoter?
Penyelesaian
(a) Karena rubidium adalah logam alkali, kita berharap Rb₂O merupakan oksida basa.
(b) Berilium adalah logam alkali tanah. Namun, karena ini adalah anggota pertama Golongan 2A, kita berharap bahwa itu mungkin agak berbeda dari anggota golongan lainnya. Dalam teks kita melihat bahwa Al₂O₃ adalah amfoter. Karena berilium dan aluminium menunjukkan hubungan diagonal, BeO dapat menyerupai sifat Al₂O₃. Ternyata BeO juga merupakan oksida amfoter.
(c) Karena arsenik adalah non logam, kita berharap As₂O₅ merupakan oksida asam.
Latihan
Klasifikasikan oksida berikut sebagai asam, basa, atau amfoter:
(a) ZnO, (b) P₄O₁₀, (c) CaO.
8.5 Afinitas Elektron
Sifat lain yang sangat memengaruhi sifat kimia atom adalah kemampuannya untuk menerima satu atau lebih elektron. Sifat ini disebut afinitas elektron, yang merupakan perubahan energi negatif yang terjadi ketika elektron diterima oleh atom dalam bentuk gas membentuk anion.
X(g) + e⁻ → X⁻ (g) (8.4)
Pertimbangkan proses di mana atom fluorin gas menerima elektron:
F(g) + e⁻ → F⁻(g) 𝛥H = -328 kJ/mol
Oleh karena itu, afinitas elektron fluorin diberi nilai +328 kJ/mol. Semakin positif afinitas elektron suatu unsur, semakin besar afinitas atom unsur untuk menerima elektron. Cara lain untuk melihat hubungan elektron adalah dengan menganggapnya sebagai energi yang harus disediakan untuk melepaskan elektron dari anion. Untuk fluor, kita menulis
F⁻(g) → F(g) + e⁻ 𝛥H = +328 kJ/mol
Dengan demikian, afinitas elektron bernilai positif yang besar merupakan ion negatif yang sangat stabil (yaitu, atom memiliki kecenderungan besar untuk menerima elektron), seperti halnya energi ionisasi tinggi dari sebuah atom berarti bahwa elektron dalam atom sangat stabil.
Secara eksperimental, afinitas elektron ditentukan dengan mengeluarkan elektron tambahan dari anion. Berbeda dengan energi ionisasi, afinitas elektron sulit diukur karena anion dari banyak unsur tidak stabil. Tabel 8.3 menunjukkan afinitas elektron dari beberapa unsur representatif dan gas mulia, dan Gambar 8.12 memplot afinitas elektron dari 56 unsur pertama terhadap nomor atom. Kecenderungan keseluruhan adalah peningkatan kecenderungan untuk menerima elektron (nilai afinitas elektron menjadi lebih positif) dari kiri ke kanan melintasi suatu periode. Afinitas elektron logam umumnya lebih rendah daripada nonlogam. Nilai-nilainya sedikit berbeda dalam suatu golongan. Halogen (Golongan 7A) memiliki nilai afinitas elektron tertinggi.
Ada korelasi umum antara afinitas elektron dan muatan inti efektif, yang juga meningkat dari kiri ke kanan pada periode tertentu. Namun, seperti dalam kasus energi ionisasi, ada beberapa penyimpangan. Misalnya, afinitas elektron dari unsur Golongan 2A lebih rendah dari pada unsur Golongan 1A yang sesuai, dan afinitas elektron unsur Golongan 5A lebih rendah daripada unsur Golongan 4A yang sesuai. Pengecualian ini disebabkan oleh konfigurasi elektron valensi dari unsur yang terlibat. Sebuah elektron yang ditambahkan ke unsur Golongan 2A harus berakhir dalam orbital np berenergi lebih tinggi, di mana ia secara efektif dilindungi oleh elektron ns² dan karena itu mengalami tarikan yang lebih lemah terhadap inti. Oleh karena itu, ia memiliki afinitas elektron yang lebih rendah daripada unsur Golongan 1A yang sesuai. Demikian juga, lebih sulit untuk menambahkan elektron ke unsur Golongan 5A (ns² np³) daripada unsur Golongan 4A yang sesuai (ns² np²) karena elektron yang ditambahkan ke unsur Golongan 5A harus ditempatkan dalam orbital np yang sudah mengandung elektron dan karenanya akan mengalami tolakan elektrostatik yang lebih besar. Akhirnya, terlepas dari kenyataan bahwa gas mulia memiliki muatan inti efektif tinggi, mereka memiliki afinitas elektron yang sangat rendah (nol atau nilai negatif). Alasannya adalah bahwa elektron yang ditambahkan ke atom dengan konfigurasi ns² np⁶ harus memasuki orbital (n + 1), di mana ia terlindungi dengan baik oleh elektron inti dan hanya akan sangat lemah tertarik oleh inti. Analisis ini juga menjelaskan mengapa spesies dengan kulit valensi lengkap cenderung stabil secara kimia.
Contoh 8.5 menunjukkan mengapa logam alkali tanah tidak memiliki kecenderungan besar untuk menerima elektron.
Contoh 8.5
Mengapa afinitas elektron dari logam alkali tanah, ditunjukkan pada Tabel 8.3, bernilai negatif atau positif kecil?
Strategi
Apa konfigurasi elektron dari logam alkali tanah? Apakah elektron yang ditambahkan ke atom seperti itu akan dipegang kuat oleh inti?
Penyelesaian
Konfigurasi elektron valensi logam alkali tanah adalah ns², di mana n adalah bilangan kuantum utama yang tertinggi. Untuk prosesnya
M(g) + e⁻ → M⁻(g)
ns² ns²np¹
di mana M menunjukkan anggota Golongan 2A, elektron tambahan harus memasuki subkulit np, yang secara efektif dilindungi oleh dua elektron ns (elektron ns lebih berpenetrasi daripada elektron np) dan elektron dalam. Akibatnya, logam alkali tanah memiliki sedikit kecenderungan untuk mengambil elektron tambahan.
Latihan
Apakah mungkin Ar akan membentuk anion Ar⁻?
Ulasan Konsep
Mengapa mungkin untuk mengukur energi ionisasi atom yang berurutan sampai semua elektron dihilangkan, tetapi menjadi semakin sulit dan seringkali mustahil untuk mengukur keterkaitan elektron suatu atom di luar tahap pertama?
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.
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 8.5 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.
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.
(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.
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:
Subscribe to:
Posts (Atom)