6. Struktur atom. Kimia Dasar 1A. Dr. Rukman Hertadi

6. Struktur atom

Kimia Dasar 1A

Dr. Rukman Hertadi

MATERI STRUKTUR ATOM

· Cahaya sebagai partikel dan gelombang.

· Persamaan yang menghubungkan energi, panjang gelombang, frekuensi dan sifat gelombang/partikel cahaya.

· Spektrum garis hidrogen dan hubungannya dengan tingkat energi

· Menguji model Bohr untuk hidrogen.

· Menjelaskan model mekanika gelombang dari atom.

· Definisi dan penggunaan bilangan kuantum.

· Menuliskan konfigurasi elektron pada keadaan dasar.

· Susunan tabel periodik dan hubungannya dengan konfigurasi elektron

· Bentuk orbital s, p, dan d.

elektron.

· Menggunakan konfigurasi elektron dan tabel periodik untuk meramalkan sifat kimia unsur- unsur.

Sifat gelombang cahaya

Gelombang adalah perubahan terus menerus atau osilasi materi pada bidang fisik.

Cahaya adalah gelombang elektromagnetik yang terdiri dari osilasi medan listrik dan medan magnet yang merambat melewati ruang.

Karakteristik gelombang

Gelombang dapat dikarakterisasi oleh panjang gelombang (

λ

⁾dan frekuensi (

ν

⁾

Perkalian antara frekuensi,

ν (s

⁻¹

)

_{, dan}

panjang gelombang,

λ (m)

akan memberikan kecepatan gelombang (m/s).

Satuan frekuensi,

s

⁻¹_, sering dinyatakan dalam Hertz (Hz).

Kecepatan cahaya (c) dalam ruang hampa adalah 3 x 10⁸ m/s.

c = νλ

Spektrum elektromagnetik

Spektrum elektromagnetik terdiri dari semua frekuensi cahaya yang dibagi ke dalam daerah berdasarkan panjang gelombang radiasi.

Latihan

Di antara radiasi berikut manakan yang memiliki frekuensi paling rendah?

A. sinar gamma B. infra merah

C. gelombang mikro D. sinar tampak E. sinar ultraviolet

Submit Show Hint Show Answer Clear

Misteri fisika abad ke-19

Masalah fisika yang tidak dapat dijelaskan dengan pendekatan fisika klasik:

1. Radiasi benda hitam 2. Efek fotolistrik

3. Spektrum garis unsur

Radiasi benda hitam

Semua materi pada temperatur di atas 0 K akan mengemisikan radiasi elektromagnetik yang

merupakan hasil konversi dari energi dalam ke energi elektromagnetik.

Sebaliknya, semua materi juga dapat menyerap sebagian radiasi elektromagnetik. Objek yang dapat menyerap semua radiasi elektromagnetik disebut benda hitam.

Ketika benda hitam ada dalam kesetimbangan termal, emisinya memiliki distribusi frekuensi tertentu yang bergantung pada temperatur. Emisi ini disebut radiasi benda hitam.

Efek temperatur pada Radiasi benda hitam

Wien dan Lummer tahun 1895 melakukan percobaan untuk mempelajari distribusi energi radiasi benda hitam. Mereka mendapatkan kurva distribusi energi yang bergantung pada temperatur.

Ketika temperatur diturunkan, intensitas puncak radiasi menurun dan juga menggeser panjang gelombang puncak radiasi (

λ

max ) ke

λ

lebih besar.

Adanya puncak intensitas emisi radiasi tidak dapat diterangkan oleh fisika klasik, yang menyatakan bahwa semakin pendek panjang gelombang, semakin tinggi intensitasnya.

Hipotesa quantum untuk radiasi benda hitam

Tahun 1900, Max Planck, mengemukakan hipotesa untuk menerangkan spektrum yang dipancarakan benda hitam.

Planck mengemukakan bahwa radiasi elektromagnetik dari benda hitam merupakan pancaran paket-paket kecil energi yang disebut quanta energi atau foton dan bukan merupakan radiasi yang berisfat kontinu.

Foton bergerak dengan kecepatan cahaya (c) dan energinya sebanding dengan frekuensinya.

E = hν = h c λ

h =tetapan Planck =6.626 x 10^-34 J.s.

Berdasarkan konsep ini, energi bertambah dan berkurang sejumlah bilangan bulat, yaitu

± hν, ±2hν, ±3hν, …

, bukan pecahan, seperti

±0, 23 hν, ±0, 45hν, …

^.

Contoh perhitungan energi foton

=

Warna merah pada kembang api berasal dari emisi cahaya pada 650 nm yang dihasilkan ketika

Sr(NO

₃

)

₂ dipanaskan.

(A) Tentukan energi satu foton dari cahaya merah pada panjang gelombang tersebut.

E = hν = h c λ

(6.626 × 10

⁻³⁴

J.s)(3.00 × 10

⁸

m/s) 650 × 10

⁻⁹

m

= 3.1 × 10

⁻¹⁹

J

(B) Tentukan juga energi untuk satu mol foton.

) ^× (

3.1 × 10

⁻¹⁹

J 1 foton

6.022 × 10

²³

foton 1 mol

E = ( ) ^{= 1.8 × 10}

⁵

^J/mol

Efek fotolistrik

· Efek fotolistrik adalah terlepasnya elektron dari permukaan logam ketika disinari cahaya.

· Elektron cahaya energi

akan terlepas bila frekuensi menghasilkan energi melebihi ikat elektron.

· Contoh cahaya ungu akan menyebabkan terlepasnya elektron pada permukaan logam kalium, tetapi ketika permukaan logam disinari cahaya merah pelepasan elektron tidak teramati.

Tahun 1905, Einstein mengusulkan ide bahwa cahaya memiliki sifat partikel dan gelombang untuk menjelaskan efek fotolistrik.

Partikel cahaya, foton, memiliki energi sebesar

E = hν

. Menurut Einstein energi foton harus lebih tinggi dari fungsi kerja (Φ).

E K

^elektron

= hν

^{− Φ}

Φ

= hν

⁰, yaitu energi minimum yang diperlukan foton untuk melepas elektron dari permukaan logam.

Setiap logam memiliki nilai Φ berbeda-beda.

Fungsi kerja (Φ)

UNSUR FUNGSI KERJA (EV) ENERGI IONISASI (EV)

Li 2.93 5.39

Na 2.36 5.13

K 2.30 4.34

Fungsi kerja, ^Φ, adalah sifat intrinsik dari logam, yang didefinisikan sebagai energi minimum yang diperlukan untuk mengeluarkan sebuah elektron pada permukaan padatan logam (bulk).

M(s) + E ⟶ ^M

⁺

^{(s) + e}

⁻

Fungsi kerja sering dikaitkan dengan energi ionisasi, padahal keduanya memiliki perbedaan konsep. Energi ionisasi adalah energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron dari suatu atom dalam fasa gas.

M(g) + E ⟶ ^M

⁺

^{(g) + e}

⁻

Oleh karena itu, ada perbedaan nilai antara fungsi kerja dan energi ionisasi.

Spektrum

Tipe Spektrum radiasi elektromagnetik:

1. Spektrum kontinu. Spektrum ini dapat dibuat dengan memijarkan padatan atau gas pada tekanan tinggi.

2.Spektrum absorpsi. Spektrum ini dapat dibuat dengan cara menyinari gas dingin dengan sumber cahaya kontinu. Spektrum absorpsi nampak sebagai gari-garis gelap yang karakteristik dengan komposisi gas.

3.Spektrum emisi. Spektrum ini dibuat dengan cara memanaskan padatan atau gas pada tekanan rendah, radiasi yang diemisikan akan nampak sebagai spektrum garis dengan warna-warna tertentu.

Pembuatan spektrum garis atom

Spektrum garis atom

Spektrum garis hidrogen

Di antara spektrum garis atom yang telah diperoleh, spektrum atom hidrogen yang paling sederhana. Oleh karena itu, menjadi spektrum garis yang paling intensif dipelajari.

Spektrum garis hidrogen membentuk pola karakteristik pada emisi di daerah IR (Deret Paschen), Vis (Deret Balmer), dan UV (Deret Lyman).

Persamaan Balmer

J. J. Balmer tahun 1860 mempelajari pola spektrum garis pada daerah sinar tampak dan menemukan formula untuk menentukan/meramalkan panjang gelombang garis emisi.

Dengan ketentuan b =464.56 nm dan

n

² =3, 4, 5, 6, ...

Persamaan Rydberg

J. Rydberg menurunkan persamaan umum untuk semua garis emisi spektrum atom hidrogen:

-

R

H =tetapan Rydberg =109678 cm^-1 -

λ

=panjang gelombang yang diemisikan

-

n

^{1 dan}

n

² adalah bilangan bulat dari

1 →

^∞, dengan ketentuan

n

²

> n

¹

n berhubungan dengan tingkat energi atom. Garis emisi pada spektrum garis merupakan hasil transisi elektron dari tingkat energi

n

² ke tingkat energi

n

^1.

Pengelompokan deret spektrum hidrogen

1. Deret Lyman:

n

¹

= 1

2. Deret Balmer:

n

¹

= 2

3. Deret Paschen:

n

¹

= 3

4. Deret Brackett:

n

¹

= 4

5. Deret Pfund:

n

¹

= 5

6. Deret Humphreys:

n

¹

= 6

Dengan menggunakan persamaan Rydberg, spektrum garis hidrogen dapat dikelompokan berdasarkan nilai

n

¹

Contoh aplikasi persamaan Rydberg

Ramalkan panjang gelombang (nm) garis emisi pada deret Balmer dengan tingkat energi asal,

n

²

= 6

Tahun 1913, Bohr mencoba menjelaskan persamaan Rydberg dan spektrum garis hidrogen dengan mengusulkan model atom.

Model atom Bohr menyatakan bahwa elektron bergerak mengelilingi inti, seperti planet mengelilingi matahari.

-Setiap elektron bergerak pada orbit yang tetap

-Setiap orbit memiliki tingkat energi tertentu.

Teori atom Bohr

Postulat tingkat energi

Postulat:

Elektron hanya dapat tertentu yang disebut

memiliki energi tingkat energi.

Dengan Z = nomor atom Tingkat energi adalah terquantisasi.

Untuk elektron pada atom hidrogen, energi diberikan oleh persamaan

1 1

E =

⁻

R

H

hc =

₋

b

n

²

n

²

·

R

H = tetapan Rydberg = 109678 cm^-1

· b = 2.1788

×

10^-18 J/atom

· n = 1,2,3, ... = bilangan quantum utama

E =

⁻

b

Untuk atom lain yang berelektron tunggal mirip hidrogen, seperti He⁺ , Li²⁺ , Be³⁺ ,...

energinya diberikan oleh persamaan:

Z

²

n

²

Energi transisi elektron

Untuk elektron atom hidrogen, perubahan energi diberikan oleh persamaan berikut:

b =2.179

×

₁₀^-18 _J

Transisi elektron dapat terjadi bila, energi foton yang diserap atau diemisikan atom setara dengan Δ

E

Cahaya diserap oleh atom ketika elektron pindah ke tingkat yang lebih tinggi (

n

2

> n

1).

Pada peristiwa ini Δ

E > 0

. Elektron akan terlepas dari atom bila

n

²

=

_∞.

Cahaya diemisikan oleh atom ketika elektron pindah ke tingkat energi lebih rendah (

n

²

< n

¹). Pada peristiwa ini ^Δ

E < 0

^.

( )

− Δ

E = E

^{2 −}

E

¹

=

₋

b 1 1

n

²₂

n

²₁

= hν =

^Δ

E =

⁻

b ( )

⁻

E

foton

1 1

n

²₂

n

²₁

Soal-1·

solusi-1A solusi-1B

Spektrum garis di atas diperoleh dari hasil transisi elektron dari keadaan tereksitasi ke tingkat eksitasi pertama. Panjang gelombang garis A adalah 27,1 nm.

(A)Tentukan bilangan kuantum tertinggi (

n

² ) dan terendah (

n

¹ ) yang memberikan garis emisi A dan B.

(B) Tentukan identitas spesi yang menghasilkan spektrum tersebut.

Spektrum garis atom

Spektrum emisi spesi berelektron tunggal (mirip hidrogen) dalam fasa gas diberikan pada gambar di bawah ini.

Kegagalan teori Bohr

1. Teori Bohr gagal menerangkan spektrum atom berelektron banyak.

2. Teori Bohr juga tidak dapat menjelaskan kemungkinan elektron ditarik ke dalam inti

Sifat gelombang materi

Prince Louis de Broglie mendalami penjelasan Einstein tentang efek fotolistrik.

deBroglie berpendapat bahwa bila gelombang dapat bersifat sebagai partikel (foton) seperti pada efek fotolistrik, maka partikel juga dapat bersifat sebagai gelombang.

de Broglie menghubungkan panjang

gelombang momentum

menggunakan tetapan Planck sebagai tetapan penyetaraan:

(

λ

^{) dengan (}

p

⁾

λ = h = p

h

mv

Mengapa sifat gelombang materi jarang teramati?

Misalkan bola baseball (0.145 kg) bergerak dengan kecepatan (27 m/s), panjang gelombang yang dihasilkan:

panjang gelombang bola baseball terlalu kecil untuk teramati sebagai gelombang.

λ = 6.63 × 10

⁻³⁴

kg. m

²

. s

⁻¹

= 1.7 × 10

⁻³⁴

m

(0.145 kg)(27 m/s)

Eksperimen Davidson-Germer

Tiga tahun setelah de Broglie mengemukakan teori dualisme partikel, Davidson & Germer, membuktikan sifat gelombang dari elektron secara eksperimen.

Pola difraksi elektron

Elektron memiliki pola difraksi yang mirip dengan difraksi gelombang cahaya

Argumen terhadap sifat gelombang elektron

Dengan menggabung teori orbit atom Bohr dan teori gelombang partikel de Broglie, maka gelombang elektron harus memiliki jumlah panjang gelombang yang bulat, bila tidak akan terjadi interferensi saling meniadakan.

Ketidakpastian Heisenberg

Sifat gelombang dari partikel menurut Heisenberg memberikan efek ketidakpastian dalam menentukan posisi (x) dan momentumnya (p).

Ketidakpastian Heisenberg, menyatakan bahwa bila posisi dapat ditentukan dengan akurat (Δ

x

= kecil), maka momentumnya tidak (Δ

p

= besar). Kondisi sebaliknya berlaku.

Mekanika Quantum

Konsekuensi dari ketidakpastian Heisenberg, kita tidak dapat menentukan posisi elektron dengan tepat.

Untuk mendapatkan solusi permasalahan di atas, tahun 1927, Erwin Schrodinger mengusulkan teori mekanika quantum. Mekanika quantum untuk partikel dengan massa m yang bergerak searah sumbu-x dengan energi E diformulasikan dengan persamaan berikut:

Partikel dalam kotak 1 Dimensi

Partikel yang bergerak dalam kotak 1 dimensi adalah pendekatan fundamental dalam mekanika quantum.

Partikel bergerak secara horizontal dalam kotak dengan kedalaman tak berhingga sehingga partikel tidak bisa keluar dari kotak.

Solusi dari partikel yang bergerak dalam kotak satu dimensi adalah

ψ

^dan

E

^yang

dapat dimiliki oleh partikel.

Penyelesaian masalah partikel dalam kotak 1D

1. Tentukan energi potensial

2. Selesaikan persamaan Schrodinger 3. Tentukan fungsi gelombang

4. Tentukan energi yang dibolehkan

Penentuan V dan solusi pers. Schrodinger

Energi potensial di dalam kotak 1 dimensi adalah nol (V = 0 untuk 0 < x < L) dan bernilai tak hingga pada dinding (V = _∞, x < 0 dan x > L).

Persamaan Schordinger dapat disederhanakan menjadi

Solusi untuk persamaan di atas adalah

Fungsi gelombang partikel dalam kotak 1D

Kesimpulan dari gerak partikel dalam kotak

1. Energi partikel terkuantisasi. Artinya energi yang dimiliki partikel bersifat diskrit.

berhubungan dengan peluang menemukan partikel pada posisi tertentu dan pada tingkat energi tertentu.

Fungsi gelombang (

ψ

) dan peluang menemukan partikel dalam kotak (

ψ

²) pada tingkat energi di

n = 1, 2, 3 n = 1, 2, 3, …

E

n

=

8 mL

²

2. Energi terendah dari partikel TIDAK NOL (bahkan pada 0 K). Ini berarti partikel selalu memiliki energi kinetika.

3. Kuadrat dari fungsi gelombang (

ψ

²⁾

n

²

h

²

Solusi untuk partikel dalam kotak 2D

Solusi partikel dalam kotak 3D

Solusi pers. Schrodinger untuk atom hidrogen

Fungsi radial

Fungsi radial menentukan kerapatan probabilitas orbital sebagai fungsi jarak, r, dari inti

Fungsi sudut

Fungsi sudut memberikan bentuk dari orbital

Bilangan quantum

Solusi persamaan Schrodinger untuk fungsi gelombang menghasilkan kuantum yang diperlukan untuk mendeskripsikan orbital atom.

1. Bilangan kuantum utama (n)

tiga bilangan

2. Bilangan kuantum sudut (

ℓ

⁾

3. Bilangan kuantum magnetik (

m

ℓ)

Bilangan kuantum utama (n)

n, disebut juga sebagai nomor kulit, memiliki nilai bilangan bulat positif.

n = 1, 2, 3, …

n berkaitan dengan tingkat energi

E

n

=

₋

^b n = 1, 2, 3, …

n

²

Bilangan kuantum sudut (ℓ)

ℓ

, disebut juga subkulit, memiliki nilai nol dan bilangan bulat positif.

ℓ = 0, 1, 2, 3, … ^, n

⁻

1

Selain dinyatakan dengan angka,

ℓ

juga dinyatakan dengan huruf

ℓ = 0 = s, ℓ = 1 = p, ℓ = 2 = d, ℓ = 3 = f

ℓ

menyatakan bentuk orbital

Bilangan kuantum magnetik (m _ℓ )

m

ℓ dapat memiliki nilai bilangan bulat negatif, nol dan positif, dengan ketentuan:

m

ℓ

=

₋

ℓ, (ℓ + 1), … ^,

⁻

^2,

⁻

1, 0, 1, 2, … ^{, (} ℓ

⁻

1), + ℓ m

ℓ menyatakan orientasi dari orbital.

Orientasi orbital p Orientasi orbital d

Hubungan antar orbital

Energi orbital atom hidrogen

Energi Orbital atom berelektron banyak

Spin elektron

Mekanika quantum menghasilkan tiga bilangan quantum:

n

^,

ℓ

^{, dan}

m

ℓ.

Tahun 1925, Goerge Unhelbeck dan Samuel Goudsmith mempelajari fitur spektrum hidrogen yang tidak dapat dijelaskan, kecuali kalau eletron dianggap memiliki spin seperti bumi berputar pada porosnya.

Dari studi ini disimpulkan adanya bilangan quantum keempat, yaitu bilangan quantum spin elektron,

m

s, yang hanya memiliki dua nilai, yaitu

+

¹2 (dinyatakan dengan panah

↑

⁾

dan − ¹2 (dinyatakan dengan panah

↓

^).

Larangan Pauli

1. Tidak mungkin ada dua elektron yang memiliki satu sama (

n, ℓ, m

ℓ

, m

s)

set bilangan kuantum yang

2. Dalam satu orbital maksimum hanya dapat diisi oleh dua elektron.

3. Dua elektron dalam satu orbital harus memiliki spin berlawanan.

-Dua elektron yang mengisi satu orbital yang sama akan bersifat diamagnetik, karena efek magnetnya saling meniadakan (

↑↓

⁾

- Dua elektron yang mengisi dua orbital yang berbeda dengan spin yang sama akan bersifat paramagnetik (

↑ ^, ↑

⁾

Jumlah orbital dan elektron

Latihan

Manakah yang merupakan paket bilangan kuantum yang benar ( n, ℓ, m

ℓ

, m

s

)?

A.

3, 2, 3, +

¹

B.

3, 2, 1, 0

C.

3, 0, 0,

₋ ¹

D.

3, 3, 0, +

¹

E.

0,

₋

1, 0,

₋ ¹₂

2

2 2

Submit Show Hint Show Answer Clear

Latihan

Berapakah jumlah elektron maksimum yang diperbolehkan pada orbital 4p?

A. 14 B. 6 C. 0 D. 2 E. 10

Submit Show Hint Show Answer Clear

Konfigurasi elektron pada keadaan dasar

Prinsip Aufbau:

1. dua elektron per orbital 2. pengisian mulai dari tingkat energi paling rendah 3. dalam satu orbital berpasangan

orbital dengan

spin harus

4. Aturan Hund: pengisian elektron pada orbital dengan energi yang sama, isi setiap orbital dengan satu elektron dengan spin paralel. Setelah setengah penuh bila ada sisa elektron baru dipasangkan.

Contoh konfigurasi elektron pada keadaan dasar

Konfigurasi elektron N: Konfigurasi elektron V:

7

N : 1 s

²

2 s

²

2 p

³

Diagram energi orbital atom N:

23

V : 1 s

²

2 s

²

2 p

⁶

3 s

²

3 p

⁶

4 s

²

3 d

³

Diagram energi orbital atom V:

Latihan

Konfigurasi keadaan dasar yang benar untuk ₁₄ Si adalah A. 1 s

²

2 s

²

2 p

⁶

3 s

²

3 p

⁶

B. 1 s

²

2 s

²

2 p

⁶

3 s

²

3 p

⁴

C. 1 s

²

2 s

²

2 p

⁶

2 d

⁴

D. 1 s

²

2 s

²

2 p

⁶

3 s

²

3 p

²

E. 1 s

²

2 s

²

2 p

⁶

3 s

¹

3 p

³

Submit Show Hint Show Answer Clear

Latihan

Apakah ₄₄

Ru

bersifat paramagnetik atau diamagnetik? Bila bersifat paramagnetik, berapa jumlah elektron yang tidak berpasangan?

A. paramagnetic, 4 B. paramagnetic, 6 C. diamagnetic, 0 D. diamagnetic, 4 E. diamagnetic, 6

Submit Show Hint Show Answer Clear

Tabel periodik

· Dibagi ke dalam daerah: 2, 6, 10, dan 14 kolom

· Pembagian jumlah kolom sama dengan jumlah maksimum elektron dalam subkulit s,p,d, dan f.

Subtingkat Tabel periodik

· Setiap baris (perioda) mewakili tingkat energi yang berbeda

· Setiap daerah mewakili tipe subtingkat yang berbeda

Menyingkat konfigurasi elektron

Latihan

Unsur dengan konfigurasi elektron [Xe]4 f

¹⁴

5 d

⁷

6 s

²

^masuk ke dalam golongan mana dalam tabel periodik?

A.transisi

B. alkali tanah C.halogen D. lantanida E.Alkali

Submit Show Hint Show Answer Clear

Konfigurasi elektron kulit valensi

Kulit valensi (elektron valensi) adalah elektron terluar, yaitu elektron dengan nilai n terbesar

Contoh:

50

Sn ^{: [K r]4} _d

¹⁰

⁵ _s

²

⁵ _p

²

Nilai n = 5 adalah nilai n tertinggi dari konfigurasi elektron

50

Sn , sehingga kulit valensinya adalah

5 s

²

5 p

²

Pengecualian pada konfigurasi elektron

orbital penuh dan setengah penuh merupakan kondisi yang lebih stabil.

Promosi elektron ke ns akan memberikan kestabilan ekstra.

Sifat-sifat

periodik unsur

Muatan inti efektif

Untuk atom yang memiliki nilai n >1 akan memiliki dua tipe elektron:

1. Elektron dalam (core electrons), yaitu elektron yang mengisi kulit sebelum kulit valensi.

2. Elektron valensi, yaitu elektron yang mengisi kulit valensi (kulit terluar)

Muatan inti efektif (

Z ^e

^ff

⁾

adalah muatan inti yang dirasakan oleh elektron valensi.

Elektron dalam akan menjadi perisai dari elektron valensi terhadap muatan penuh inti.

Elektron pada kulit yang sama tidak memberikan efek perisai dan cenderung saling menjauh.

Latihan

Berapakah nilai perkiraan Z ^e

^ff

untuk elektron valensi dari atom kalsium?

A.1 B.2 C.6 D.20 E.40

Submit Show Hint Show Answer Clear

Jari-jari atom

Trend jari-jari

atom

Jari-jari ion

1. Dalam satu golongan: Jari-jari membesar 2. Dalam satu perioda: Jari-jari mengecil 3. Jari-jari Anion lebih besar dari atom netral

·

Z

^eff sama tapi elektron pada kulit valensi bertambah

· Tolak menolak elektron pada kulit valensi menguat, sehingga jari-jari ion membesar.

4. Jari-jari Katon lebih kecil dari atom netral

·

Z

^eff sama tapi elektron pada kulit valensi berkurang

· Tolak menolak elektron pada kulit valensi melemah, sehingga jari-jari ion mengecil.

Latihan

Manakah spesi dengan jari-jari paling kecil?

A. Ar

B. K

⁺

C. Cl

⁻

D. Ca

^{2 +}

E. S

^{2 −}

Submit Show Hint Show Answer Clear

Latihan Urutkan ukuran jari-jari dari O, O

^{2 −}

, S

^{2 −}

, O

^{2 +}

dari yang terkecil ke terbesar?

Submit Show Hint Show Answer Clear

Energi ionisasi

Energi ionisasi (EI) adalah energi yang diperlukan untuk melepaskan dalam fasa gas.

eletron dari atom

Trend:

- Energi ionisasi turun dengan bertambahnya n dalam satu golongan - Energi ionisasi naik dengan bertambahnya

Z

^eff dalam satu perioda.

· Tabel-E·I Keterangan-1· Keterangan-2

Tabel energi ionisasi:

Latihan Urutkan spesi berikut dari energi ionisasi paling tinggi ke paling rendah.

O, O

^{2 −}

, S

^{2 −}

, O

^{2 +}

Submit Show Hint Show Answer Clear

Latihan

Proses manakah yang memerlukan energi paling besar?

Submit Show Hint Show Answer Clear

Afinitas elektron

Afinitas elektron adalah perubahan energi yang berhubungan dengan penambahan satu elektron pada atom dalam fasa gas atau ion pada keadaan dasar.

- Afnitas elektron pertama umumnya terjadi secara eksoterm. Semakin negatif semakin besar tendensi untuk menambah elektron.

- Atom O dan F sangat besar tendensi untuk menambah elektron.

Sama seperti pada kasus energi ionisasi, ada pengecualian pada Be dan N.

Kedua unsur ini memiliki nilai AE positif.

Tabel afinitas elektron

Afinitas elektron berurutan

· Penambahan elektron pertama umumnya eksoterm.

· Penambahan elektron berikutnya umunya endoterm.

· Contoh pada penambahan elektron pada oksigen:

· Apa yang menyebabkan afinitas elektron kedua dari oksigen bernilai positif?

Latihan

Atom manakah yang memiliki afinitas elektron paling eksoterm?

A. O B. He C. Ga D. Cr E. F

Submit Show Hint Show Answer Clear