KEGIATAN BELAJAR-4 SISTEM PERIODIK UNSUR
B. Uraian Materi 4
4.3 Sifat-Sifat Periodisitas
4.3.2 Energi Ionisasi
Pada dasarnya energi ionisasi (Ei ) didefinisikan sebagai energi yang diperlukan untuk mengeluarkan elektron dari tiap mol spesies dalam keadaan gas. Energi untuk mengeluarkan satu elektron pertama (dari atom netralnya) disebut sebagai energi ionisasi pertama dan untuk mengeluarkan satu elektron kedua disebut energi ionisasi kedua, demikian seterusnya untuk pengeluaran satu elektron berikutnya. Mudah dipahami bahwa mengeluarkan satu elektron pertama dari atom netralnya akan lebih mudah daripada mengeluarkan satu elektron kedua dan seterusnya dari kation yang bersangkutan karena pengaruh muatan inti menjadi semakin lebih efektif terhadap elektron yang semakin berkurang jumlahnya. Perhatikan contoh berikut ini:
Li (g) → Li+ (g) + e Ei (1) = 520 kJ mol-1 Li+ (g) → Li2+ (g) + e Ei (2) = 7298 kJ mol-1 Li2+ (g) → Li3+ (g) + e Ei (3) = 11815 kJ mol-1
Jadi pada proses tersebut, Ei (1) < Ei (2) < Ei (n); nilai energi ionisasi pertama atom unsur utama disajikan dalam Tabel 4.5, dan energi ionisasi pertama hingga kedelapan dapat diperiksa pada Tabel 4.6.
Tabel 4.5 Energi ionisasi pertama (dalam kJ mol-1
) atom-atom unsur "utama"
H : 1312 He : 2372 Li : 520 Be : 899 B : 801 C : 1086 N : 1402 O : 1314 F : 1681 Ne : 2081 Na : 496 Mg : 738 Al : 578 Si : 786 P : 1012 S : 1000 Cl : 1251 Ar : 1521 K : 419 Ca : 590 Ga : 579 Ge : 762 As : 944 Se : 941 Br : 1140 Kr : 1351 Rb : 403 Sr : 550 In : 558 Sn : 709 Sb : 832 Te : 869 I : 1008 Xe : 1170 Cs : 376 Ba : 503 Tl : 589 Pb : 716 Bi : 703 Po : 812 At : - Rn : 1037 Betapapun lemahnya, pasti ada interaksi ikatan antara elektron valensi dengan inti atom, sehingga untuk mengeluarkan selalu diperlukan energi; dengan demikian, energi ionisasi selalu berharga positif. Energi ionisasi ini dapat ditentukan secara eksperimen dengan menempatkan spesies gas di dalam tabung, kemudian tegangan (voltase) dalam tabung dinaikkan secara perlahan; praktis tidak ada arus listrik sampai dengan harga voltase tertentu pada saat sebuah elektron dilepas oleh spesies yang bersangkutan. Harga voltase pada saat mulai terjadinya arus listrik inilah yang didefinisikan sebagai energi ionisasi; oleh karena itu, energi ionisasi biasanya dinyatakan dengan satuan non SI, elektron Volt, eV (1 eV = 1,60 x 10-19
J = 96,485 kJ mol-1
), dan sering pula disebut sebagai potensial ionisasi.
Dengan batasan tersebut berarti bahwa energi ionisasi bergantung pada seberapa kuat elektron terikat oleh atomnya atau seberapa kuat muatan inti efektif (Zef) berpengaruh terhadap elektron terluar yang akan dikeluarkan. Dengan demikian, energi ionisasi bervariasi seiring dengn bervariasinya gaya tarik elektrostatik Coulomb, Ei =
2
r .e Zef
, yaitu mempunyai harga terendah untuk Zef terkecil dan r (jari-jari atom)
terbesar.
Untuk unsur-unsur dalam satu golongan dalam Tabel Periodik Unsur, pengaruh muatan inti efektif terhadap elektron valensi relatif konstan atau naik sangat sedikit dengan naiknya nomor atom karena bertambahnya muatan inti diimbangi pula dengan bertambahnya fungsi perisai elektron (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 sebagaimana ditunjukkan oleh contoh berikut.
Unsur Konfigurasi Ei / kJ mol-1
3Li 1s2 2s1 520 11Na 1s2 2s2 2p6 3s1 496 19K 1s2 2s2 2p 3s2 3p6 4s1 419
Untuk unsur-unsur dalam satu periode dalam Tabel Periodik Unsur, dengan naiknya nomor atom muatan inti efektif semakin membesar secara kontinu, yaitu naik kira-kira sebesar 0,65 satuan untuk setiap tambahan satu elektron, yang berakibat jari-jari atom semakin pendek. Dengan demikian, elektron terluar semakin sukar dikeluarkan yang berarti energi ionisasi semakin besar. Jadi, unsur-unsur alkali mempunyai energi ionisasi terendah sedangkan unsur-unsur gas mulia mempunyai energi ionisasi tertinggi. Perubahan energi ionisasi secara periodik dilukiskan pada Gambar 4. 4.
Namun demikian, terdapat beberapa kekecualian yaitu naiknya energi ionisasi unsur-unsur dalam satu periode ternyata tidak menunjukkan alur yang mulus sebagaimana ditunjukkan oleh Gambar 4.5. Atom dengan konfigurasi elektronik penuh atau setengah penuh ternyata mempunyai energi ionisasi relatif lebih tinggi daripada atom-atom terdekatnya. Misalnya, Ei (Li) < Ei (Be) > Ei (B), demikian juga Ei (C) < Ei (N) > Ei (O). Data ini dapat menyarankan bahwa elektron dalam konfigurasi penuh
Nomor Atom 0 500 1000 1500 2000 2500 0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 He Ne Xe Rn Kr Ar K Rb Cs Li Na H
Energi Ionisasi / kJ mol-1
5d Mg Al Si P S Cl 4f 4d 3d
(Be) lebih sukar dilepas daripada konfigurasi setengah atau tidak penuh (B); demikian juga elektron dalam konfigurasi setengah penuh .... 2s2
2p3
, (N), lebih sukar dilepas daripada elektron dalam konfigurasi tidak penuh ... 2s2
2p4
, (O). Jadi, spesies dengan konfigurasi elektronik penuh dan setengah penuh yang sering dikatakan mempunyai konfigurasi simetris, lebih stabil daripada spesies dengan konfigurasi kurang simetris. Mengapa demikian? Untuk menjawab pertanyaan ini perlu dipertimbangkan pula peran tolakan antar elektron seperti dijelaskan berikut ini.
Rasio muatan inti efektif terhadap elektron terluar antara atom Li dan Be adalah:
] Be [ ] Li [ ef ef Z Z = 191 128
= 2/3. Berdasarkan rumusan Bohr, energi elektron terluar untuk Be
tentulah berkisar [
2 3
]2 lebih besar daripada energi elektron terluar atom Li. Energi ini
secara teoritis adalah
4 9
x 520 kJ mol-1 = 1170 kJ mol-1
. Kenyataannya, energi ionisasi pertama untuk Be hanyalah 900 kJ mol-1. Perbedaan ini sangat mungkin disebabkan oleh adanya tolakan antar elektron khususnya elektron 2s2
, sehingga mempermudah untuk mengeluarkan elektron terluar tersebut. Naiknya muatan inti efektif terhadap elektron terluar 2p1
untuk atom B ternyata tidak diikuti terus oleh naiknya energi ionisasinya, melainkan Ei (B) < Ei (Be). Hal ini mudah dipahami karena elektron 2p1 menempati energi yang relatif lebih tinggi daripada elektron-elektron 2s2
. Tambahan elektron-elektron pada kedua unsur berikutnya, C dan N, menempati orbital 2p yang berbeda, misalnya 2p1 untuk atom B, 2px1
, 2py1
untuk atom C, dan 2px1
, 2py1
, 2pz1
untuk atom N, sehingga tolakan antar elektron 2pn menjadi serendah mungkin. Oleh karena itu harga Ei ketiga atom unsur ini terletak dalam satu garis kecenderungan yang naik secara teratur. Tambahan satu elektron berikutnya yaitu untuk atom unsur O, menghasilkan sepasang elektron pada salah satu orbital 2p (O: 1s2 2s2 2pz2 2px1 2py1). Hal ini tentu mengakibatkan naiknya tolakan antar elektron dalam orbital 2p yang cukup signifikan sehingga
Gambar 4.5 Grafik energi ionisasi pertama H - Na 0 500 1000 1500 2000 2500 0 2 4 6 8 10 12 H He Li Ne F O N C B Be Na Ei / kJ. mol-1 Nomor Atom
elektron ini mudah dilepas. Dengan demikian dapat dimengerti bahwa Ei (O) < Ei (N). Demikianlah seterusnya sehingga rasionalisasi yang sama umumnya dapat diterapkan untuk unsur-unsur berikutnya.
4.3.3 Afinitas elektron atau energi afinitas
