"Beautiful Times"........: KIMIA ANORGANIK "MAKALAH SISTEM PERIODIK UNSUR"

BAB I

PENDAHULUAN

1.1 Latar Belakang

Unsur adalah zat murni yang dapat berupa atom tunggal atau berupa gabungan atom – atom sejenis. Contoh : logam emas adalah unsur yang berupa atom tunggal, sedangkan gas oksigen adalah unsur yang terbentuk dari gabungan dua atom oksigen. Pada akhir abad 18, ditemukannya ada 11 unsur baru yang dipublikasikan oleh Lavoisier, yaitu : klorin, kobalt, hidorgen, manga, molibdat, nikel, nitrogen, oksigen, fosforus, platina, dan wolfram. Sampai tahun 2011, 118 unsur telah teridentifikasi, dengan 98 diantaranya terjadi secara alami di bumi. 20 elemen lainnya secara artifisial dibuat dalam reaktor nuklir atau eksperimen akselerator partikel. . Sebagian besar merupakan unsur yang ditemukan di alam dan berjumlah 92, sedangkan unsur lainnya merupakan unsur buatan. Untuk mempelajari tiap-tiap unsur, pembahasannya sangat kompleks karena sifat-sifat unsur bervariasi antara satu dengan yang lainnya dan jika kita mempelajari satu demi satu alangkah sulitnya.

Ketika unsur yang di kenal sudah banyak, para ahli berupaya membuat pengelompokan atau klasfikasi sehingga unsur-unsur tersebut tertata dengan baik. Klasfikasi unsur berawal dari pengelompokkan unsur ke dalam dua golongan yang didasarkan pada sifat fisis unsur, misalnya daya hantar listrik, kekerasannya, dan kelenturannya. Dasar pertama yang digunakan untuk mengelompokkan unsur adalah kemiripan sifat, kemudian kenaikan massa atom, dan sekarang berdasarkan kenaikan nomor atom. Pengelompokkan unsur mengalami perkembangan dari pengelompokkan unsur yang paling sederhana berdasarkan sifat logam dan bukan logam, kemudian disusul sistem triade Dobereiner, sistem oktaf Newlands, sistem periodik Mendeleyev, dan sistem periodik yang kita gunakan saat ini (Henry G. Moseley). Klasifikasi itu menghasilkan dua kelompok unsur, yaitu unsur, yaitu unsur – unsur logam dan nonlogam. Puncak dari usaha-usaha para ahli tersebut adalah terciptanya suatu daftar yang disebut sistem periodik unsur-unsur. Sistem periodik ini mengandung banyak informasi mengenai sifat-sifat unsur sehingga dapat membantu kita dalam mempelajari dan mengenali unsur-unsur.

Untuk mempelajari unsur – unsur yang begitu banyak, diperlukan suatu cara agar mudah mengenali sifat – sifatnya. Sistem periodik unsur – unsur merupakan suatu sistem yang sangat baik untuk mempelaajari kecenderungan sifat unsur dan beberapa sifat yang lainnya. Maka dari itu, dalam makalah ini secara garis besar akan dibahas sifat – sifat keperiodikan unsur.

1.2 Rumusan Masalah

Adapun rumusan masalah dalam makalah ini adalah:

1) Apa pengertian dari Sistem Periodik Unsur ?

2) Bagaimana klasifikasi unsur – unsur dalam tabel periodik unsur ?

3) Apa saja sifat – sifat periodisitas unsur ?

4) Bagaimana kecenderungan sifat – sifat periodisitas terhadap golongan dan periode unsur dalam sistem periodik ?

5) Bagaimana besarnya energi ikatan molekul heteropolar menurut elektronegatifitas Pauling ?

6) Bagaimana perhitungan skala elektronegativitas unsur dengan menggunakan rumus Allred-Rochow ?

1.3 Tujuan Penulisan

1) Untuk memenuhi tugas mata kuliah Kimia Anorganik di Universitas Palangka raya.

2) Untuk mengetahui klasifikasi unsur – unsur dalam tabel periodik unsur.

3) Untuk mengetahui sifat – sifat periodisitas unsur - unsur.

4) Untuk mengetahui kecenderungan sifat – sifat periodisitas terhadap golongan dan periode unsur dalam sistem periodik.

5) Untuk mengetahui besarnya energi ikatan molekul heteropolar menurut elektronegatifitas Pauling.

6) Untuk mengetahui perhitungan skala elektronegativitas unsur dengan menggunakan rumus Allred-Rochow.

1.4 Manfaat Penulisan

Makalah ini diharapkan dapat memberikan wawasan kepada para pembaca mengenai Sistem periodik unsur dan menjadi acuan untuk terciptanya suatu proses pembelajaran yang menarik, memotivasi peserta didik, efektif, dan efisien.

BAB II

PEMBAHASAN

2.1 Sistem Periodik Unsur

2.1.1 Pengertian Sistem Periodik Unsur

Sistem periodik adalah suatu daftar unsur-unsur yang disusun dengan aturan tertentu. Semua unsur yang sudah dikenal ada dalam daftar tersebut. Sistem periodik disusun berdasarkan hukum periodik modern yang menyatakan bahwa sifat-sifat unsur merupakan fungsi periodik dari nomor atomnya. Artinya, jika unsur-unsur disusun berdasarkan kenaikan nomor atomnya, maka sifat-sifat tertentu akan berulang secara periodik. Itulah sebabnya tabel tersebut dimulai dengan hidrogen, sebab hidrogen mempunyai nomor atom 1. Hidrogen diikuti oleh unsur nomor atom 2, yaitu Helium. Unsur dengan nomor atom berikutnya, yaitu litium, menunjukkan kemiripan sifat dengan dengan hidrogen sehingga ditempatkan di bawah hidrogen. Berilium dan lima unsur berikutnya tidak ada yang menunjukkan kemiripan sifat dengan helium, jadi diurutkan saja dalam satu baris. Unsur nomor atom 11 ternyata kembali menunjukkan kemiripan sifat dengan litium sehingga ditempatkan di bawahnya, memulainya baris berikutnya. Demikian seterusnya, sifat-sifat tertentu berulang secara periodik. Itu pula sebabnya tabel unsur-unsur tersebut dinamai Tabel Periodik.

Gambar : Sistem Periodik Unsur

Dalam Tabel Periodik Unsur (TPU) modern, unsur – unsur ditempatkan secara teratur menurut naiknya nomor atom ( jumlah proton ). Ada cukup banyak desain bentuk TPU, namun yang paling umum dijumpai yaitu bentuk “pendek” dan bentuk “panjang”. Bentuk panjang dalam TPU, yaitu unsur – unsur lantanida (4f) dan aktinida (5f) menjadi satu tabel. Kenyataan bahwa kedua seri unsur – unsur ini masing – masing mempunyai kemiripan sifat – sifat kimiawi, maka keduanya lebih praktis ditampilkan secara terpisah dibagian bawah sehingga diperoleh bentuk tabel “pendek” yang lebih kompak. Menurut Rekomendasi International Union Of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) penomoran golongan unsur – unsur yaitu dari 1 hingga 18. Dalam TPU tersebut, hydrogen ditempatkan tersendiri terpisah tidak masuk golongan manapun karena sifatnya yang unik. Sistem ini menggantikan sistem lama yang menggunakan notasi dari kombinasi angka dan huruf Romawi yang membingungkan karena perbedaan penomoran antara Amerika Utara dengan lainnya. Sebagai contoh, di Amerika Utara golongan III B menunjuk pada golongan skandinavium, Sc, sedangkan di tempat lain nomor ini menunjuk pada golongan Boron. Penomoran golongan tidak diberlakukan pada unsur – unsur lantanida dan aktinida karena kemiripan unsur – unsur tersebut dalam periode (lajur mendatar) daripada golongan (lajur vertikal).

2.2 Klasifikasi Unsur – Unsur dalam Tabel Periodik Unsur

Unsur-unsur dapat diklasifikasikan menurut banyak cara, yang paling tegas adalah atas dasar wujud pada keadaan Standard Ambient Temperature and Pressure (25^o C, 100 kPa), atau biasa disebut dengan SATP. SATP berbeda dengan STP (Standard Temperature and Pressure) yang merujuk pada temperatur 0^o C dan 101 kPa. Atas dasar SATP, unsur-unsur dibedakan dalam wujud gas yaitu ada sebelas unsur, hidrogen, nitrogen, oksigen, fluorin, klorin, dan gas mulia. Wujud cair yaitu hanya unsur bromin dan merkuri. Dan sisanya adalah wujud padat. Klasifikasi wujud fisik demikian ini tentu tidak memberikan banyak aspek kimiawinya.

Klasifikasi secara umum unsur dikelompokkan berdasarkan unsur Logam, Non Logam, Semi Logam.

1. Unsur Logam Logam adalah unsur yang memiliki sifat mengkilap dan umumnya merupakan penghantar listrik dan penghantar panas yang baik. Unsur-unsur logam umumnya berwujud padat pada suhu dan tekanan normal, kecuali raksa yang berwujud cair. Pada umumnya unsur logam dapat ditempa sehingga dapat dibentuk menjadi benda - benda lainnya.

2. Unsur Non Logam Unsur nonlogam adalah unsur yang tidak memiliki sifat seperti logam. Pada umumnya, unsur-unsur nonlogam berwujud gas dan padat pada suhu dan tekanan normal. Contoh unsur nonlogam yang berwujud gas adalah oksigen, nitrogen, dan helium. Contoh unsur nonlogam yang berwujud padat adalah belerang, karbon, fosfor, dan iodin. Zat padat nonlogam biasanya keras dan getas. Unsur nonlogam yang berwujud cair adalah bromin.

3. Unsur Semi Logam Selain unsur logam dan nonlogam ada juga unsur semilogam atau yang dikenal dengan nama metaloid. Metaloid adalah unsur yang memiliki sifat logam dan nonlogam. Unsur semilogam ini biasanya bersifat semikonduktor. Apakah yang dimaksud semikonduktor? Bahan yang bersifat semikonduktor tidak dapat menghantarkan listrik dengan baik pada suhu yang rendah, tetapi sifat hantaran listriknya menjadi lebih baik ketika suhunya lebih tinggi.

Klasifikasi tersebut jelas lebih banyak menekankan pada sifat-sifat fisik dan bagi para ahli kimia, sifat unsur yang paling penting adalah pola sifat kimiawinya, misalnya secara khusus kecenderungan terhadap pembentukan ikatan kovalen atau pemilihan pembentukan kation. Kriteria manapun yang dipakai, beberapa unsur selalu terklasifikasi ke dalam "daerah batas" model klasifikasi logam-nonlogam. Para ahli kimia anorganik umumnya setuju bahwa unsur-unsur boron, silikon, germanium, arsen, dan telurium termasuk dalam daerah batas ini yang sering disebut daerah batas yang menunjukkan sifat-sifat kimiawi mirip dengan semilogam. Yang termasuk unsur-unsur semilogam adalah Be, Al, Zn, Ga, Sn, Pb, Sb, Bi, dan Po.

Hubungan antara tabel sistem periodik unsur dengan sifat-sifat kimiawi serta konfigurasi elektronik unsur-unsur yang bersangkutan menyarankan adanya bermacam-macam klasifikasi. Klasifikasi yang sering dijumpai adalah terbaginya unsur-unsur ke dalam empat kelompok, yaitu:

1. Kelompok unsur-unsur inert atau gas mulia
2. Kelompok unsur-unsur utama atau representatif
3. Kelompok unsur-unsur transisi
4. Kelompok unsur-unsur transisi dalam (inner transition)

Tabel : Nama – nama unsur golongan utama

Description: https://blogger.googleusercontent.com/img/b/R29vZ2xl/AVvXsEhXOFQj-LsQoyEdON6nAA7K5Bh-6ormncnxhdSe1azwhX-amwe9ODwDrao31MAubou9fdV79lOiMryv2GfKpqeRIL_W5aGdeW6W63rE86lMpfcKz1g3wRYEOh0U6QnaVzATn3-K2p4fkeX0/s1600/6.jpg

2.2.1 Unsur – Unsur Inert

Kelompok unsur-unsur inert yang sering disebut juga unsur-unsur gas mulia (noble gases) terdiri atas²He, ¹⁰Ne, ¹⁸Ar, ³⁶Kr, ⁵⁴Xe, dan ⁸⁶Rn. Kecuali He yang mempunyai konfigurasi penuh 1s², kelompok unsur ini ditandai dengan konfigurasi elektronik penuh untuk setiap orbital dan dengan elektron valensi ns² np⁶. Karakteristik pada orbital kulit terluar inilah yang biasanya dikaitkan dengan sifat inert (lembam) unsur-unsur yang bersangkutan, yaitu sangat stabil dalam arti sukar bereaksi dengan unsur-unsur lain. Namun demikian akhir-akhir ini telah berhasil dibuat beberapa senyawa xenon dan kripton seperti XeF₂, XeF₄, XeF₆, XeO₄, dan KrF₂. Unsur-unsur inert ini sering juga diklasifikasikan sebagai golongan nol karena sifat kestabilan yang tinggi, namun lebih sering diklasifikasikan sebagai golongan VIII utama atau M8. Perlu dicatat bahwa konfigurasi elektronik unsur-unsur gas mulia dianggap sudah penuh, dan oleh karenanya dipakai sebagai standar untuk menyatakan penuh atau tidak-penuhnya konfigurasi elektronik kelompok unsur-unsur lain.

2.2.2 Kelompok Unsur – Unsur Utama

Unsur-unsur golongan utama atau representatif ditandai dengan konfigurasi elektronik tidak-penuh pada satu kulit terluar ns¹ - ns² np^(4-5). Unsur-unsur ³⁰Zn, ⁴⁸Cd, dan ⁸⁰Hg masing-masing mempunyai konfigurasi elektronik [¹⁸Ar] 3d¹⁰ 4s², [³⁶Kr], 4d¹⁰ 5s² dan [⁵⁴Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s². Unsur-unsur ini dapat membentuk ion M²⁺ seperti unsur-unsur golongan M2 dengan beberapa kemiripan, namun dengan perbedaan sifat-sifat diantara kedua kelompok ini. Salah satu perbedaannya adalah bahwa unsur-unsur Zn dan Cd mempunyai sifat kecenderungan yang lebih besar untuk membentuk senyawa-senyawa kompleks dengan NH₃, ion-ion halida (X^-) dan CN^-.

Perbedaan sifat-sifat di antara kedua kelompok ini mungkin disebabkan oleh konfigurasi elektronik terluar yaitu 18 elektron bagi ion M²⁺ untuk kelompok ini. Dengan penuhnya elektron (d¹⁰) untuk kelompok ini diduga ada hubungannya dengan sifat polarisasi ion M²⁺ yang jauh lebih besar daripada sifat polarisasi ion-ion divalen dari kelompok M2 sebagai akibat sifat orbital d yang mudah mengalami distorsi. Oleh karena itu ketiga unsur tersebut sering dinyatakan pula sebagai kelompok unsur-unsur utama tetapi dengan notasi M2'.

2.2.3 Kelompok Unsur – Unsur Transisi

Kelompok unsur transisi. Batasan mengenai unsur transisi masih sering diperdebatkan. Dari satu sisi, unsur-unsur transisi mencakup seluruh unsur-unsur dengan orbital nd^(1-10) "sedang diisi elektron" menurut prinsip Aufbau. Secara umum, batasan ini memberikan karakteristik konfigurasi elektronik (n-1)d^(1-10) ns^(1-2), dan dengan demikian unsur-unsur dengan konfigurasi elektronik .....(n-1)d^(1-10) ns²yaitu Zn, Cd, dan Hg termasuk di dalamnya. Sebaliknya pandangan lain, yang lebih banyak diikuti para ahli kimia, mempertimbangkan bahwa ketiga unsur kelompok terakhir ini mempunyai sifat-sifat yang berbeda dari umumnya sifat-sifat kelompok usnur-unsur transisi, misalnya dalam hal sifat magnetis dan warna. Oleh karena itu, ketiga unsur tersebut tidak dapat dipertimbangkan sebagai unsur-unsur transisi. Dengan demikian unsur-unsur transisi kemudian menunjuk pada unsur-unsur dengan konfigurasi elektronik belum penuh pada salah satu atau kedua kulit terluar yang melibatkan orbital d dengan karakteristik konfigurasi elektronik (n-1)d^(1-10) ns^(1-2). Jadi jelas bahwa dengan batasan demikian ini ketiga unsur tersebut (Zn, Cd, Hg) tidak termasuk sebagai unsur transisi. Kedua batasan ini dengan mudah dapat dibandingkan sebagai berikut:

Gambar : Pembagian 4 blok (s, p, d, f) terhadap unsur – unsur dalam sistem periodik

Kelompok Transisi, d	Unsur menurut batasan pertama	Unsur menurut batasan kedua
I (pertama)	Sc – Zn	Sc - Cu
II (kedua)	Y- Cd	Y - Ag
III (ketiga)	La, dan Hf - Hg	La, dan Hf - Au

Perlu dicatat bahwa untuk kelompok transisi seri III tersebut anggota pertamanya adalah ₅₇La (.... 5d¹) dan setelah melompati kelompok unsur transisi dalam (4f) baru disambung anggota yang kedua, ₇₂Hf dan seterusnya. Dalam hal ini kelompok unsur 4f adalah ₅₈Ce - ₇₁Lu, dan kelompok 5f adalah ₉₀Th -₁₀₃Lr. Versi lain menyarankan bahwa ₇₁Lu (.... 5d¹) merupakan anggota pertama sehingga tidak terjadi lompatan, dan konsekuensinya adalah bahwa kelomok unsur 4f terdiri atas ₅₇La - ₇₀Yb dan kelompok unsur 5f terdiri atas ₈₉Ac - ₁₀₂No. Hal yang sangat penting adalah adanya pengecualian atau penyimpangan konfigurasi elektronik terhadap prinsip Aufbau untuk beberapa unsur transisi. Penyimpangan konfigurasi elektronik tersebut sering dihubungkan dengan kestabilan bagi sistem orbital penuh dan setengah penuh.

2.3 Sifat – Sifat Periodisitas Sifat-sifat atom mempunyai suatu keteraturan periodisitas. Keteraturan ini dapat diprediksi menggunakan tabel periodik unsur dan dapat dijelaskan dengan menganalisis konfigurasi elektron dari setiap unsur. Setiap unsur mempunyai kecenderungan mengambil atau melepaskan elektron valensi untuk mencapai pembentukan oktet. Kestabilan oktet dapat dilihat dalam gas inert atau gas mulia, yang termasuk golongan 18 (dulu VIIIA). Ada dua macam keteraturan lainnya yang penting. Pertama, elektron ditambahkan satu kali dari kiri ke kanan tabel. Pada peristiwa ini, tarikan inti elektron kulit terluar bertambah, jadi elektron menjadi dekat ke inti dan mengikat lebih kuat. Kedua, penurunan kolom pada tabel periodik, elektron terluar menjadi kurang kuat ikatannya terhadap inti. Hal ini terjadi karena jumlah tingkat energi terisi yang utama bertambah seiring penurunan unsur pada masing-masing golongan. Salah satu manfaat penataan unsur-unsur di dalam tabel periodik unsur adalah pemahaman sifat-sifat kimiawi baik bagi unsur -unsur dalam posisi periode maupun golongan. Adanya persamaan sifat dan keteraturan memudahkan untuk mempelajari setiap unsur dalam tabel periodik. Keteraturan ini menjelaskan sifat periodisitas yaitu antara lain.:

1. Jari-jari atom
2. Energi ionisasi
3. Afinitas Elektron
4. Elektronegativitas

2.3.1. Jejari Atomik

Jari-jari atom merupakan salah satu sifat periodisitas unsur. Defenisi jari-jari atom secara umum adalah setengah jarak antara pusat dua atom unsur yang menyentuh satu sama lain. Namun demikian ada dua cara yang umum untuk mendefenisikan jejari atomik. Pertama, jejari atomik dapat didefenisikan sebagai setengah jarak antara dua inti atom yang bergabung dengan ikatan kovalen molekul diatomic, yaitu disebut jejari kovalen, rkov. Kedua, jejari atomic didefenisikan sebagai setengah jarak antara dua inti atom dari molekul – molekul diatomik yang bertetangga, yaitu disebut jejari van der waals.Secara umum, jari-jari atom menurun dalam tabel sistem periodik unsur dari kiri ke kanan dan meningkat dari atas ke bawah tabel periodik. Dengan demikian, dengan mudah dapat ditentukan bahwa unsur dengan jari-jari atom berada dalam golongan 1 paling bawah. Inilah contoh jari-jari atom dalam tabel SPU. Lebih lanjut untuk unsur – unsur logam, adalah dimungkinkan untuk mengukur jejari metalik, yaitu setengah jarak antara dua in rvdW.

Lebih lanjut untuk unsur- unsur logam, adalah dimungkinkan untuk mengukur jari-jari metalik, rM , yaitu setengah jarak antara dua inti atom-atom bertetangga dalam logam padat pada temperatur dan tekanan kamar; namun demikian, jarak ini bergantung pada bilangan koordinasi kisi kristal logam yang bersangkutan, dan umumnya semakin besar bilangan koordinasi semakin besar jari-jari metaliknya. Dalam senyawa ionik padat adalah mungkin untuk mengukur jarak antara kation dan anion tetangganya. Namun perbedaan anion tetangga, juga bilangan koordinasi kisi kristal, akan menghasilkan jarak yang berbeda-beda pula. Oleh karena itu perlu ditetapkan adanya standar pembanding yaitu ion O2- dengan jari-jari r- = 1,40 Å; alasannya adalah bahwa unsur ini membentuk senyawa dengan banyak macam unsurlain, cukup keras dalam arti tidak mudah terpolarisasi sehingga ukurannya tidak banyak bervariasi meskipun dalam senyawa dengan unsur yang berbeda-beda. Dengan pertimbangan tersebut, jari-jari ion didefinisikan sebagai jarak antara pusat kation dan pusat anion yang dibagi secara adil berdasarkan jari-jari O2- sebesar 1,40 Å. Sebagai contoh, jari-jari ion Mg2+ diperoleh dengan mengurangi sebesar 1,40 Å terhadap jarak antara dua inti ion Mg2+ dan O2- yang bertetangga dalam senyawa MgO. Pemahaman jari-jari kovalen rkov, jari-jari van der Waals, rvdW, jari-jari metalik, rM, jari-jari kation, r+, dan jari-jari anion, r- dilukiskan dalam Gambar 4.2.

Harga jari-jari kovalen bagi hampir semua atom unsur telah diketahui, namun karena Ini merupakan hasil eksperimen maka nilainya sedikit bervariasi Kecenderungan-periodisitas secara umum dapat diperiksa pada Tabel dan Gambar. Secara khusus dibahas unsur-unsur periode 2 dan golongan 1 (alkali) sebagaimana ditunjukkan data berikut.

Kecenderungan Jari-Jari Atom

Kecenderungan jari-jari atom dalam periode

Dari kiri ke kanan dalam tabel periodik, nomor atom meningkat. Elektron dalam kulit tidak dapat melindungi satu sama lain dari tarikan proton. Karena jumlah proton juga meningkat dari kiri ke kanan, muatan efektif inti (Z_ef) akan meningkat dalam satu periode. Hal ini menyebabkan penurunan jari-jari atomik. Dalam periode, ukuran atom dibatasi oleh orbital-orbital dalam ukuran volume kulit yang sama besarnya. Unsur-unsur periode 2 mempunyai konfigurasi elektronik 1s² 2s^(1-2) 2p^(1-6). Ukuran atom ditentukan oleh besarnya muatan efektif inti yang dirasakan oleh elektron-elektron dalam orbital yang bersangkutan yaitu 1s, 2s dan 2p. Naiknya nomor atom berarti naiknya Z_ef yang dirasakan oleh setiap elektron dalam orbital yang bersangkutan, sehingga orbital-orbital ini mengalami kontraksi ke arah inti atom yang semakin besar dan akibatnya atom akan nampak semakin kecil.

Kecenderungan jari-jari atom dalam golongan

Dari atas ke bawah dalam tabel periodik, jumlah elektron dan kulit yang terisi elektron meningkat, tetapi jumlah elektron valensi tetap sama. Elektron terluar dalam sebuah golongan mempunyai muatan efektif inti (Z_ef) yang sama, tetapi posisi elektron jauh dari inti yang menyebabkan jumlah kulit yang terisi energi menurun. Dengan demikian, jari-jari atom meningkat. Ukuran atom ditentukan oleh ukuran orbital terluar. Unsur-unsur dalam golongan ditandai dengan elektron valensi yang sama. Golongan utama yaitu s dan p, mempunyai konfigurasi elektronik terluar (1-7)s^x, dan (1-7)s² (1-7)p^x. Naiknya nomor atom berarti bertambahnya kulit elektron atau bertambahnya elektron "dalam" dan bertambahnya ukuran orbital terluar sehingga elektron terluar mengalami "perlindungan" (shielding) oleh elektron-elektron "dalam" yang semakin efektif dari pengaruh tarikan inti, dan akibatnya atom akan nampak semakin besar.

Perlu diingat bahwa inti atom merupakan bagian atom yang sangat kecil, jari-jari kovalen atom oksigen yang panjangnya ~70 pm, jari-jari atomnya hanya 0,0015 pm. Jadi dalam hal volume keseluruhan atom, inti atom hanya mewakili sekitar 10^-11 bagian.

2.3.2 Energi Ionisasi

Energi ionisasi (E_i) adalah energi yang diperlukan untuk mengeluarkan elektron dari tiap mol spesies dalam keadaan gas. Energi untuk mengeluarkan satu elektron pertama (dari atom netralnya) disebut sebagai energi ionisasi pertama dan untuk mengeluarkan satu elektron ke dua disebut energi ionisasi kedua, dan begitu seterusnya untuk pengeluaran satu elektron berikutnya. Mudah dipahami bahwa mengeluarkan satu elektron pertama dari atom netralnya akan lebih mudah daripada mengeluarkan satu elektron kedua dan seterusnya dari kation yang bersangkutan karena pengaruh muatan inti menjadi semakin lebih efektif terhadap elektron yang semakin berkurang jumlahnya.

Perhatikan contoh berikut ini :
Li (g)           →    Li⁺ (g)     +    e                     E_i(1) = 520 kJ mol^-1
Li⁺ (g)         →    Li²⁺ (g)    +    e                    E_i(1) = 7298 kJ mol^-1
Li²⁺ (g)        →    Li³⁺ (g)    +    e                    E_i(1) = 11815kJ mol^-1

Jadi pada proses tersebut, E_i(1) < E_i(2) < E_i(n)

Inilah contoh grafik energi ionisasi :

grafik energi ionisasi pertama first energy ionization energy

Betapapun lemahnya, pasti ada interaksi ikatan antara elektron valensi dengan inti atom, sehingga untuk mengeluarkan selalu diperlukan energi ; dengan demikian, energi ionisasi selalu berharga positif. Energi ionisasi ini dapat ditentukan secara eksperimen dengan menempatkan spesies gas di dalam tabung. Kemudian tegangan (voltase) dalam tabung dinaikkan secara perlahan, praktis tidak ada arus listrik sampai dengan harga voltase tertentu pada saat sebuah elektron dilepas oleh spesies yang bersangkutan. Harga voltase pada saat mulai terjadinya arus listrik inilah yang didefinisikan sebagai energi ionisasi; oleh karena itu, energi ionisasi biasanya dinyatakan dalam satuan SI, elektron volt, eV (1 eV = 1,60 x 10^-19 J = 96,485 kJ mol ^-1, dan sering pula disebut sebagai potensial ionisasi.

Dengan batasan tersebut berarti bahwa energi ionisasi bergantung pada seberapa kuat elektron terikat oleh atomnya atau seberapa kuat muatan inti efektif Z_ef berpengaruh terhadap elektron terluar yang akan dikeluarkan. Dengan demikian, energi ionisasi bervariasi seiring dengan bervariasinya gaya tarik elektrostatik Coulomb, yaitu mempunyai harga terendah untuk Z_ef terkecil dan r (jari-jari atom) terbesar.

Kecenderungan Energi Ionisasi

Kecenderungan energi ionisasi dalam golongan

Untuk unsur-unsur dalam satu golongan dalam tabel sistem periodik unsur, pengaruh muatan inti efektif terhadap elektron valensi relatif konstan atau naik sangat sedikit dengan naiknya nomor atom karena bertambahnya muatan inti diimbangi pula dengan bertambahnya fungsi perisai elektron (screening / shielding effect) sedangkan jari-jari atom bertambah secara tajam dengan bertambahnya kulit elektron utama. Dengan demikian dapat dipahami bahwa secara umum energi ionisasi menurun dengan bertambahnya nomor atom.

Kecenderungan energi ionisasi dalam periode

Untuk unsur-unsur dalam satu periode dalam tabel periodik unsur, dengan naiknya nomor muatan inti efektif semakin membesar secara kontinu, yaitu naik kira-kira sebesar 0,65 satuan untuk setiap tambahan satu elektron, yang berakibat jari-jari atom semakin pendek. Dengan demikian, elekton terluar semakin sukar dikeluarkan yang berarti energi ionisasi semakin besar. Jadi, unsur-unsur alkalimempunyai energi ionisasi terendah sedangkan unsur-unsur gas mulia mempunyai energi ionisasi tertinggi. Namun demikian, terdapat beberapa kekecualian yaitu naiknya energi ionisasi unsur-unsur dalam satu periode ternyata tidak menunjukkan alur yang mulus.

2.3.3 Afinitas Elektron Definisi Afinitas Elektron

a) Definisi Konvensional

Hampir semua atom netral mempunyai kapasitas untuk menerima paling tidak satu elektron tambahan, yang kemudian dikenal dengan istilah afinitas elektron. Pada proses ini umumnya dibebaskan energi, berlawanan dengan proses pengeluaran elektron dari suatu atom yang membutuhkan energi. Karena afinitas elektron menunjuk pada energi, maka lebih sering disebut sebagai energi afinitas (E_a). Secara konvensional, definisi energi afinitas adalah energi yang dibebaskan bila tiap mol atom netral atau ion dalam keadaaan gas menangkap elektron membentuk ion negatif. Dengan demikian, proses yang terjadi dapat dipandang sebagai kebalikan dari proses pelepasan elektron, yaitu :

M (g) + e ---> M^- .......... E_a(1)
M^- (g) + e ---> M^2- .......... E_a(2)

Dapat dipahami bahwa E_a(1) > E_a(2) > E_a(3) dan seterusnya, karena tambahan elektron kedua dan seterusnya akan mendapat tolakan dari spesies negatif hasil, sehingga tidak lagi dibebaskan energi melainkan malahan dibutuhkan energi yang semakin besar; dengan demikian energi yang dibebaskan semakin kecil atau bahkan negatif atau dengan kata lain justru membutuhkan energi.

b. Definisi Modern

Berlawanan dengan perjanjian konvensional, publikasi para ahli kimia akhir-akhir ini memandang afinitas elektron langsung dengan besaran termodinamika ∆H; jadi, afinitas elektron didefinisikan sebagai perubahan entalpi yang terjadi pada penambahan elektron ke dalam tiap mol atom atau ion dalam keadaan gas. Misalnya untuk oksigen, afinitas elektron langsung diekspresikan dengan besaran termodinamika sebagai berikut:

O (g) + e ---> O^- (g) ∆H(1) = -141 kJ mol^-1
O^- (g) + e ---> O^2- (g) ∆H(2) = +844 kJ mol^-1

Dengan demikian perjanjian ini menghasilkan numerik yang sama tetapi berlawanan tanda dengan perjanjian konvensional untuk harga E_a. Untuk tidak menimbulkan kebingungan, maka yang perlu diperhatikan adalah harga dari besaran termodinamika dalam proses penangkapan elektron tersebut, karena kedua pandangan menghasilkan nilai yang sama. Oleh karena ∆H dapat positif atau negatif maka ungkapan data perlu dicantumkan bearan mana yang dipilih, seyogyanya ∆H.

Kecenderungan Afinitas Elektron

Secara umum, kecenderungan afinitas elektron dapat digeneralisasikan, walaupun dalam faktanya banyak yang menyimpang. Pada unsur golongan 2 (alkali tanah), mempunyai nilai afinitas elektron yang rendah. Unsur ini relatif stabil karena telah menempati subkulit s. Golongan 17 (halogen) mempunyai afinitas elektron yang tinggi karena adanya tambahan elektron pada atom sebagai hasil dari pemenuhan orbital. Golongan 18 (gas mulia) mempunyai afinitas elektron mendekati nol, karena masing-masing atom memperlihatkan sebuah kestabilan oktet dan tidak akan dapat menerima sebuah elektron lagi. Unsur dalam golongan lain mempunyai afinitas yang lebih rendah. Berikut ini adalah contoh grafik kecenderungan afinitas elektron:

2.3.4 Elektronegatifitas

Definisi elektronegativitas

Pengertian elektronegativitas ternyata cukup bervariasi. Istilah elektronegativitas pertama kali dikemukakan oleh Linus Pauling yang mendefinisikan elektronegativitas sebagai kekuatan atau kemampuan atom menarik elektron-elektronnya dalam dirinya sendiri dalam suatu molekul. Definisi ini menunjukkan bahwa elektronegativitas bukanlah merupakan suatu sifat yang berhubungan dengan atom secara terisolasi melainkan atom dalam senyawanya. Namun demikian, ukuran elektronegativitas dapat diturunkan untuk tiap-tiap atom.

Dalam rasionalisasinya Pauling mendasarkan pada data termodinamika yang menunjukkan bahwa ikatan antara dua macam atom selalu lebih kuat daripada harga yang diramalkan menurut ikatan masing-masing atom unsur dalam molekul diatomiknya. Sebagai contoh, energi ikatan Cl₂ dan F₂masing-masing adalah 242 dan 153 kJ mol^-1, tetapi energi ikatan untuk senyawa Cl-F ternyata 255 kJ mol^-1. Dalam hal ini Pauling berasumsi bahwa jika ikatan Cl-F berupa kovalen murni tunggal seperti pada Cl-Cl maupun F-F, maka energi ikatannya tentunya sebesar rata-rata dari keduanya yaitu ½ x (242+153) = 197,5 kJ mol^-1. Perbedaan energi sebesar 57,5 kJ mol^-1 dapat dianggap sebagai energi kestabilan Cl-F yang tentunya bukan datang dari sifat kovalensinya.

Pengertian elektronegatifitas yang lain diusulkan oleh A. L. Alfred dan E. G. Rochow yang mendefiniskan elektronegatifitas sebagai gaya yang bekerja pada elekron-elektron dalam atom pada jarak jari-jari kovalen (dalam satuan Armstrong).

Definisi elektronegatifitas lainnya adalah ukuran penarikan suatu atom terhadap elektron pada ikatan kimia. Semakin tinggi elektronegativitas suatu atom, semakin kuat gaya tarik elektron yang berikatan.

Kecenderungan elektronegativitas dalam tabel periodik unsur

Kecenderungan skala elektonegatifitas atom-atom unsur dalam tabel periodik unsur menunjukkan perubahan yang relatif kontinu. Unsur-unsur yang terletak pada satu golongan mempunyai harga elektronegatifitas yang semakin menurun dengan naiknya nomor atom. Sedangkan dalam satu periode, umumnya naik dengan naiknya nomor atom. Tabel elektronegatifitas adalah seperti ditunjukkan pada gambar di bawah ini:

Ke-elektronegatifan adalah salah satu parameter atom paling fundamental yang mengungkapkan secara numerik kecenderungan atom untuk menarik elektron dalam molekul. Kelektronegativan sangat bermanfaat untuk menjelaskan perbedaan dalam ikatan, struktur dan reaksi dari sudut pandang sifat atom. Berbagai cara telah diajukan untuk menjelaskan dasar teori kekuatan tarikan elektron, dan berbagai studi masih aktif dilakukan untuk mencari nilai numeric dari ke-elektronegativan. Skala Pauling, dikenalkan pertama sekali tahun 1932, masih merupakan skala yang paling sering digunakan, dan nilai-nilai yang didapatkan dengan cara lain dijustifikasi bila nilainya dekat dengan skala Pauling. Elektronegativits yang diusulkan Pauling pada tahun 1932 merupakan pengembangan dari teori ikatan valensi, hal ini telah terbukti dan berkorelasi dengan sejumlah sifat kimia lainnya. Elektronegativitas tidak dapat diukur secara langsung dan harus dihitung dari sifat atom atau molekul lainnya. Beberapa metode perhitungan telah diajukan, meskipun mungkin ada sedikit perbedaan dalam nilai-nilai numerik dari elektronegativitas, semua metode menunjukkan tren periodik yang sama antara unsur-unsur.

Berdasarkan hal ini,terdapat beberapa tokoh yang mengusulkan mengenai konsep elektronegativitas diantaranya:

a) Elektronegatifitas Pauling

Menurut Linus Pauling, besar elektronegatifitas adalah "kekuatan atom dalam molekul untuk menarik elektron untuk dirinya sendiri”. Pada dasarnya, elektronegatifitas atom adalah nilai relatif dari kemampuan yang atom untuk menarik kepadatan elektron terhadap dirinya sendiri ketika berikatan dengan atom lain. Semakin tinggi nilai yang diberikan ke unsur terebut, mka atom yang akan berusaha untuk menarik elektron ke arah dirinya sendiri dan menjauh dari atom unsur lainnya. Sifat utama dari sebuah atom dalam menentukan elektronegativitas yaitu nomor atom serta jari-jari atomnya. Kecenderungan elektronegativitas adalah untuk meningkatkan saat unsur berada dari kiri ke kanan dan bawah ke atas di tabel periodik. Hal ini menandakan bahwa atom paling elektronegatif adalah Fluorin dan yang paling rendah keelktornegatifannya adalah Fransium.

Ikatan kovalen antara dua atom yang berbeda (A-B) adalah lebih kuat dari yang diharapkan dengan mengambil rata-rata kekuatan dari A-A dan B-B obligasi. Menurut teori ikatan valensi, yang dikemukakakn Pauling "stabilisasi tambahan" dari ikatan heteronuklir adalah karena kontribusi dari bentuk kanonik ion untuk ikatan.
Perbedaan elektronegativitas antara atom A dan B diberikan oleh:


	$Description: \chi_{\rm A} - \chi_{\rm B} = ({\rm eV})^{-1/2} \sqrt{E_{\rm d}({\rm AB}) - [E_{\rm d}({\rm AA}) + E_{\rm d}({\rm BB})]/2}$

dengan Energi disosiasi (E_d) ikatan A–B, A–A dan B–B diekspresikan dalam elektronvolt. Faktor (eV)^−½ disisipkan untuk menghasilkan nilai yang tidak berdimensi. Dengan metode ini, perbedaan elektronegativitas antara hidrogen dan bromin adalah 0.73 (energi disosiasi: H–Br, 3.79 eV; H–H, 4.52 eV; Br–Br 2.00 eV)

Oleh karena hanya perbedaan elektronegativitas yang dapat dihitung, kita perlu memilih sebuah titik acuan untuk membuat skala sebaga acuan.

Hidrogen dijadikan acuan karena hidrogen membentuk ikatan kovalen dengan berbagai macam unsur. Nilai elektronegativitasnya pertama kali ditentukan sebesar 2,1, namun kemudian direvisi menjadi 2,20. Selain itu, kita juga perlu memutuskan unsur manakah (dari dua unsur) yang memiliki elektronegativitas lebih besar. Hal ini dapat dilakukan dengan menggunakan "intuisi kimia", misalnya pada hidrogen bromida yang terlarut dalam air membentuk H⁺ dan Br⁻, kita dapat berasumsi bahwa bromin lebih elektronegatif daripada hidrogen. Namun pada prinsipnya , karena elektronegativitas yang sama harus diperoleh untuk setiap dua senyawa ikatan , data sebenarnya yaitu yang ini dijadikan acuan tetap yaitu untuk H dan F.

Untuk menghitung elektronegativitas Pauling sebuah unsur, kita memerlukan data energi disosiasi dari paling sedikit dua jenis ikatan kovalen yang dibentuk oleh unsur tersebut. Allred memutakhirkan nilai elektronegativitas Pauling pada tahun 1961 dengan melibatkan data-data termodinamika. Nilai-nilai elektronegativitas Pauling yang direvisi inilah yang biasanya sering digunakan.

Hal penting dari elektronegativitas yang dikemukakakn Pauling yang menjadi dasar cukup akurat, yaitu rumus semi- empiris untuk energi disosiasi , yaitu:


	$Description: E_{\rm d}({\rm AB}) =[E_{\rm d}({\rm AA}) + E_{\rm d}({\rm BB})]/2+(\chi_{\rm A} - \chi_{\rm B})^2 eV$

atau


	$Description: E_{\rm d}({\rm AB}) =\sqrt{E_{\rm d}({\rm AA}) E_{\rm d}({\rm BB})}+1.3(\chi_{\rm A} - \chi_{\rm B})^2 eV$

Hal ini merupakan perkiraan, tetapi memiliki akurasi yang baik . Pauling memperoleh dengan mencatat bahwa obligasi direpresentasikan sebagai superposisi kuantum mekanik ikatan kovalen dan dua ikatan ionik . Energi kovalen obligasi mempunyai nilai hampir sama dengan kuantum mekanik perhitungan , rata-rata geometrik dari dua energi ikatan kovalen dari molekul yang sama , dan ada tambahan energi yang berasal dari faktor ionik , yaitu karakter kutub obligasi .

Rata-rata geometrik hampir sama dengan rata-rata aritmetik - yang diterapkan dalam rumus pertama di atas. Ketika energi tersebut adalah nilai yang sama (misalnya) kecuali untuk unsur-unsur yang sangat elektropositif , di mana ada perbedaan yang lebih besar dari dua energi disosiasi , yang nilai rerata geometrik lebih akurat dan hampir selalu memberikan kelebihan energi positif , karena ikatan ioniknya . Akar kuadrat dari kelebihan energi ini , dicatat Pauling ,sebagai nilai yang mendekati ,sehingga salh satunya dapat membuktikan elektronegativitas . Oleh karena itu, formula ini semi- empiris untuk energi ikatan yang mendasari konsep elektronegativitas Pauling.

Pendekatan ini sebenarnya relatif baik dan memberikan intuisi yang tepat , dengan gagasan polaritas ikatan dan beberapa landasan teoritis dalam mekanika kuantum .

Dalam senyawa yang lebih kompleks, terdapat beberapa kesalahan yang muncul karena elektronegativitas tergantung pada lingkungan molekul atom . Selain itu, estimasi energi hanya dapat digunakan untuk satu, tidak untuk beberapa obligasi . Energi pembentukan sebuah molekul yang mengandung hanya ikatan tunggal maka dapat diperkirakan dari tabel elektronegatifitas , dan tergantung pada konstituen dan jumlah kuadrat dari perbedaan elektronegativitas dari semua pasangan atom yang berikatan . Seperti rumus untuk memperkirakan energi biasanya memiliki kesalahan relatif urutan 10 % , tetapi dapat digunakan untuk mendapatkan ide kasar kualitatif dan pemahaman molekul

b) Elektronegativitas Muliken

Description: http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/1/1b/Pauling_and_Mullikan_electronegativities.png/300px-Pauling_and_Mullikan_electronegativities.png

Gambar : Korelasi antara elektronegativitas Mulliken (sumbu xdalam kJ/mol) dengan elektronegativitas Pauling (sumbu y).

R. Mulliken mendefinisikan ke-elektronegativan χ_M sebagai rata-rata energi ionisasi I dan afinitas elektron A sebagai berikut ( Gambar 2.14).

Karena energi ionisasi adalah energi eksitasi elektronik dari HOMO (highest occupied molecular orbital) dan afinitas elektron adalah energi penambahan elektron ke LUMO((lowest unoccupied molecular orbital). (lihat bagian 2.3 (e), dalam definisi ini ke-elektronegativan dapat juga disebut rata-rata tingkat energi HOMO dan LUMO. Unsur-unsur yang sukar diionisasi dan mudah menarik elektron memiliki nilai ke-elektronegativan yang besar.

Walaupun ke-elektronegativan didefinisikan dengan keadaan valensi dalam molekul dan memiliki dimensi energi, hasil yang diperoleh dianggap bilangan tak berdimensi.

Walaupun definisi Mulliken jelas sebab berhubungan langsung dengan orbital atom, biasanya nilai ke-elektronegativan Pauling atau Allred-Rochow yang digunakan. Karena nilai-nilai ini tidak terlalu banyak berbeda, ke-elektronegativan Pauling biasanya cukup bila dipilih salah satu. Nilai ke-elektronegativan berubah tidak hanya dengan perubahan definisi, tetapi juga sangat dipengaruhi oleh keadaan ikatan atom, dan nilai-nilai itu harus digunakan dengan hati-hati. Ke-elektronegativan atom-atom penyusun adalah besaran yang sangat penting untuk menjelaskan ikatan, struktur dan reaksi senyawa. Oleh karena itu, kimiawan teori selalu berusaha untuk memperluas dasar parameter ini.

Namun biasanya kita menggunakan persamaan linear untuk melakukan perubahan nilai absolut tersebut menjadi nilai yang lebih mirip dengan nilai Pauling, dimana

Untuk energi ionisasi dan afinitas elektron dalam electronvolts,

$Description: \chi = 0.187(E_{\rm i} + E_{\rm ea}) + 0.17 \,$

dan untuk energi dalam kilojoule per mol,

$Description: \chi = (1.97\times 10^{-3})(E_{\rm i} + E_{\rm ea}) + 0.19.$

Elektronegativitas Mulliken hanya dapat dihitung untuk sebuah elemen yang afinitas elektron diketahui, lima puluh tujuh elemen pada tahun 2006. Dengan memasukkan definisi energik dari potensi ionisasi dan afinitas elektron ke dalam elektronegativitas Mulliken, terdapat perbedaan yang menunjukkan bahwa potensi kimia Mulliken memiliki pendekatan yang berbeda dari energi elektronik sehubungan dengan jumlah elektron, yaitu:

$Description: \mu(\rm Mulliken) = -\chi(\rm Mulliken) = -(E_{\rm i} + E_{\rm ea}) /2 \,$

c) Elektronegativitas Allred-Rochow

Allred dan Rochow beranggapan bahwa elektronegativitas haruslah berhubungan dengan muatan sebuah elektron pada "permukaan" sebuah atom: semakin tinggi muatan per satuan luas permukaan atom, semakin besar kecenderungan atom tersebut untuk menarik elektron-elektron. Muatan inti efektif, Z* yang terdapat pada elektron valensi dapat diperkirakan dengan menggunakan kaidah Slater. Sedangkan luas permukaan atom pada sebuah molekul dapat dihitung dengan asumsi luas ini proposional dengan kuadrat jari-jari kovalen(r_cov).

Description: Description: http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/d/d1/Pauling_and_Allred-Rochow_electronegativities.png/300px-Pauling_and_Allred-Rochow_electronegativities.png

Gambar : Korelasi antara elektronegativitas Allred–Rochow (sumbux dalam Å⁻²) dengan elektronegativitas Pauling (sumbu y).

Suatu pendekatan empiris yang sangat bernilai dan diterima secara luas oleh Allred-Rochow, menggambarkan elektonegativitas sebagai suatu hal yang bekerja pada elektron-elektron atom pada jarak kovalen sedemikian sehingga

r_cov memiliki satuan ångström

Hal ini terbukti merupakan suatu metode yang sangat berhasil mendapatkan nilai elektronegativitas yang mencerminkan kecenderungan kimia secara lebih cermat dibandingkan Pauling atau Mulliken dalam kasus-kasus di mana skala itu tidak bersesuaian dengan baik. Nilai elektonegativitas yang didapat dengan metode ini mempunyai korelasi sangat baik dengan kebanyakan nilai yang didapat dengan metode-metode terdahulu. Hubungan antara nilai elektronegativitas Allred-Rochow dengan skala Pauling adalah

$Description: \chi = 0.359{{Z^\ast}\over{r^2_{\rm cov}}} + 0.744.$

BAB III

KESIMPULAN

3.1 Kesimpulan

1) Sistem periodik adalah suatu daftar unsur-unsur yang disusun dengan aturan tertentu. Semua unsur yang sudah dikenal ada dalam daftar tersebut. Sistem periodik disusun berdasarkan hukum periodik modern yang menyatakan bahwa sifat-sifat unsur merupakan fungsi periodik dari nomor atomnya.

2) Klasifikasi secara umum unsur dikelompokkan berdasarkan unsur Logam, Non Logam, Semi Logam. Klasifikasi tersebut jelas lebih menekankan pada sifat-sifat fisik dari unsur – unsur. Sedangkan hubungan antara tabel sistem periodik unsur dengan sifat-sifat kimiawi serta konfigurasi elektronik unsur-unsur terbagi ke dalam empat kelompok, yaitu: Kelompok unsur-unsur inert atau gas mulia, Kelompok unsur-unsur utama atau representatif, Kelompok unsur-unsur transisi, Kelompok unsur-unsur transisi dalam (inner transition)

3) Sifat-sifat atom mempunyai suatu keteraturan periodisitas. Keteraturan ini dapat diprediksi menggunakan tabel periodik unsur dan dapat dijelaskan dengan menganalisis konfigurasi elektron dari setiap unsur. Setiap unsur mempunyai kecenderungan mengambil atau melepaskan elektron valensi untuk mencapai pembentukan oktet. Keteraturan ini menjelaskan sifat periodisitas yaitu antara lain.: Jari-jari atom, Energi ionisasi, Afinitas Elektron, Elektronegativitas

4) Menurut Linus Pauling, besar elektronegatifitas adalah "kekuatan atom dalam molekul untuk menarik elektron untuk dirinya sendiri”. Perbedaan elektronegativitas antara atom A dan B diberikan oleh:


	$Description: Description: \chi_{\rm A} - \chi_{\rm B} = ({\rm eV})^{-1/2} \sqrt{E_{\rm d}({\rm AB}) - [E_{\rm d}({\rm AA}) + E_{\rm d}({\rm BB})]/2}$

Hal penting dari elektronegativitas yang dikemukakakn Pauling yang menjadi dasar cukup akurat, yaitu rumus semi- empiris untuk energi disosiasi , yaitu:


	$Description: Description: E_{\rm d}({\rm AB}) =[E_{\rm d}({\rm AA}) + E_{\rm d}({\rm BB})]/2+(\chi_{\rm A} - \chi_{\rm B})^2 eV$

atau


	$Description: Description: E_{\rm d}({\rm AB}) =\sqrt{E_{\rm d}({\rm AA}) E_{\rm d}({\rm BB})}+1.3(\chi_{\rm A} - \chi_{\rm B})^2 eV$

5) Allred dan Rochow beranggapan bahwa elektronegativitas haruslah berhubungan dengan muatan sebuah elektron pada "permukaan" sebuah atom: semakin tinggi muatan per satuan luas permukaan atom, semakin besar kecenderungan atom tersebut untuk menarik elektron-elektron. Muatan inti efektif, Z* yang terdapat pada elektron valensi dapat diperkirakan dengan menggunakan kaidah Slater. Sedangkan luas permukaan atom pada sebuah molekul dapat dihitung dengan asumsi luas ini proposional dengan kuadrat jari-jari kovalen(r_cov). Suatu pendekatan empiris yang sangat bernilai dan diterima secara luas oleh Allred-Rochow, menggambarkan elektonegativitas sebagai suatu hal yang bekerja pada elektron-elektron atom pada jarak kovalen sedemikian sehingga

r_cov memiliki satuan ångström

DAFTAR PUSTAKA

Ali, Rifqi. 2012. Makalah Kimia Dasar "Susunan Berkala dan Beberapa Sifat Unsur". http://kumpulanartikel91.blogspot.com/2012/09/makalah-kimia-dasar-susunan-berkala-dan.html. (Diakses tanggal 3 Oktober 2014).

Hapsari, Jayanti. 2011. MAKALAH KIMIA "SISTEM PERIODIK". http://ummiubay.blogspot.com/2011/05/makalah-kimia-sistem-periodik.html. (Diakses tanggal 3 Oktober 2014).

Hardiyanti, Yuli. 2013. Makalah Sistem Periodik Unsur. http://diarzahrahyulihardiyanti.blogspot.com/2013/03/makalah-sistem-periodik-unsur_3304.html . (Diakses tanggal 3 Oktober 2014).

Ilhami, Sowel. 2013. Makalah Sistem Periodik Unsur (kimia anorganik)

.http://coretansowel.blogspot.com/2013/01/sistem-periodik-unsur.html (Diakses tanggal 3 Oktober 2014).

Ilmu Kimia. 2012. Artikel dan Materi Kimia. www.ilmukimia.org (Diakses tanggal 3 Oktober 2014).

"Beautiful Times"........

Kamis, 20 November 2014

KIMIA ANORGANIK "MAKALAH SISTEM PERIODIK UNSUR"