KEGIATAN BELAJAR-4 SISTEM PERIODIK UNSUR
B. Uraian Materi
4.3 Sifat-Sifat Periodisitas
4.3.1 Jari-jari Atomik
Salah satu sifat periodik yang sangat sistematik adalah jari-jari atomik unsur- unsur. Apakah yang dimaksud dengan ukuran atomik itu? Oleh karena elektron dalam suatu atom unsur hanya dapat didefinisikan dengan istilah peluang (probabilitas), maka sesungguhnya tidak ada batas yang nyata dalam suatu atom. Namun demikian ada dua cara yang umum untuk mendefinisikan jari-jari atomik. Pertama, jari-jari atomik dapat dinyatakan sebagai setengah jarak antara dua inti atom
yang bergabung dengan ikatan kovalen dalam molekul diatomik, yaitu disebut jari-jari kovalen, rkov. Kedua, jari-jari atomik dinyatakan sebagai setengah jarak antara dua inti atom
dari molekul-molekul diatomik yang bertetangga, yaitu disebut jari-jari van der Waals, 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 unsur lain, cukup keras dalam arti tidak mudah terpolarisasi sehingga ukurannya tidak banyak bervariasi meskipun dalam senyawa dengan unsur yang berbeda-beda. Dengan pertimbangan tersebut, jari-jari ion didefinisikan sebagai jarak antara pusat kation dan pusat anion yang dibagi secara adil berdasarkan jari-jari 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.
2 rkov
Gambar 4.2 Perbandingan antara rkov , rvdW , rM , r+ dan r-
2 rM
2 rvdW
Tabel 4.4 Jari-jari atom (dalam pm) unsur-unsur "utama" H : 37 He : 50 Li : 152 Be : 111 B : 80 C : 77 N : 75 O : 73 F : 71 Ne : 65 Na : 186 Mg: 160 Al : 143 Si : 118 P : 110 S : 103 Cl : 99 Ar : 95 K : 227 Ca : 197 Ga : 141 Ge : 122 As : 125 Se : 116 Br : 114 Kr : 110 Rb : 248 Sr : 215 In : 163 Sn : 141 Sb : 138 Te : 135 I : 133 Xe : 130 Cs : 265 Ba : 217 Tl : 170 Pb : 175 Bi : 155 Po : 118 At : - Rn : 145 Harga jari-jari kovalen bagi hampir semua atom unsur telah diketahui, namun karena ini merupakan hasil eksperimen maka nilainya sedikit bervariasi. Kecenderungan- periodisitas secara umum dapat diperiksa pada Tabel 4.4 dan Gambar 4.3. Secara khusus dibahas unsur-unsur periode 2 dan golongan 1 (alkali) sebagaimana ditunjukkan data berikut.
Periode 2 : Li Be B C N O F Ne
rkov / pm : 134 91 82 77 74 70 68 -
Alkali : Li Na K Rb Cs Fr
rM / pm : 134 154 196 216 235 -
Dalam periode, jari-jari atom menurun dengan naiknya nomor atom. Kecenderungan ini sangat mudah dipahami dengan menerapkan parameter muatan inti efektif, Zef, sebagaimana dibicarakan terdahulu. Dalam periode, ukuran atom dibatasi oleh
orbital-orbital dalam ukuran volume kulit yang sama besarnya. Unsur-unsur periode 2 mempunyai konfigurasi elektronik 1s2 2s(1-2). Ukuran atom ditentukan oleh besarnya
muatan inti efektif yang dirasakan oleh elektron-elektron dalam orbital yang bersangkutan yaitu 1s, 2s, dan 2p. Naiknya nomor atom berarti naiknya Zef yang dirasakan oleh setiap
elektron dalam orbital yang bersangkutan, sehingga orbital-orbital ini mengalami kontraksi ke arah inti atom yang semakin besar dan akibatnya atom akan nampak semakin kecil. Dalam golongan, jari-jari atom bertambah besar dengan naiknya nomor atom. Ukuran atom ditentukan oleh ukuran orbital terluar. Unsur-unsur dalam golongan ditandai dengan elektron valensi yang sama. Golongan utama yaitu s dan p, mempunyai konfigurasi
elektronik terluar (1-7)sx, dan (1-7)s2 (1-7)px. Naiknya nomor atom berarti bertambahnya Nomor Atom Jari-jari Atom / pm 0 50 100 150 200 250 300 0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 Li Rn Cs Rb K Na Xe Kr Ar Ne He H 5d 4f 4d 3d
kulit elektron atau bertambahnya elektron "dalam" dan bertambahnya ukuran orbital terluar sehingga elektron terluar mengalami “perlindungan” (shielding) oleh elektron-elektron
"dalam" yang semakin efektif dari pengaruh tarikan inti, dan akibatnya atom akan nampak semakin besar.
Perlu diingat bahwa inti atom merupakan bagian atom yang sangat kecil; jari-jari kovalen atom oksigen yang panjangnya ~ 70 pm, jari-jari inti atomnya hanya 0,0015 pm. Jadi dalam hal volume keseluruhan atom, inti atom hanya mewakili sekitar 10-11 bagian. 4.3.2 Energi Ionisasi
Pada dasarnya energi ionisasi (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
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
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 (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 2
p4, (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 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.
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
4.3.3 Afinitas elektron atau energi afinitas