View
83
Download
0
Category
Preview:
DESCRIPTION
ion
Citation preview
BAB V
SENYAWA BERIKATAN ION
Gambar memotivasi dan paparan konteks
Struktur Isi dan Indikator
Tujuan Pembelajaran
Setelah pembelajaran pada pokok bahasan ini, mahasiswa diharapkan:
1. Menjelaskan konfigurasi elektron akibat kestabilan orbital penuh dan setengah penuh
2. Menuliskan konfigurasi ion 3. Menjelaskan hukum Fajans tentang kemudahan pembentukan ion 4. Menjelaskan pengertian energi ionisasi, afinitas electron, dan kelektronegatifan 5. Menjelaskan cara menentukan skala elektronegatifan menurut Pauling 6. Menentukan energi pembentukan gas diatomik dari data beda kelektronegatifan 7. Menjelaskan siklus Born-Haber pada pembentukan kristal ion 8. Menghitung energi kisi Kristal menggunakan siklus Born-Haber 9. Menjelaskan faktor-faktor yang berpengaruh terhadap energi kisi 10. Dapat memperkirakan besarnya tetapan Madelung suatu Kristal sederhana 11. Menentukan jari-jari ion menggunakan cara Pauling 12. Menjelaskan hubungan perbandingan jari-jari kation dan anion dengan struktur
(bilangan koordinasi) kristal ion
13. Menyebutkan struktur kristal ion dan masing-masing bilangan koordinasinya 14. Menjelaskan sifat-sifat senyawa ion
5.1 Pendahuluan
Teori tentang atom sudah cukup banyak dibahas. Sekarang kita masuk pada
pembahasan ikatan kimia, yaitu bagaimana atom-atom dapat berikatan satu dengan
yang lain. Ada beberapa jenis ikatan, seperti ikatan kovalen, ion, ikatan logam dan
ikatan Van der waals. Ikatan kovalen terjadi dengan cara pemilikan bersama pasangan
elektron (electron sharing), ikatan ion terjadi dengan cara transfer elektron, ikatan
logam terjadi dengan cara atom masing-masing menyumbangkan elektron untuk
membentuk awan elektron yang menggikat atom-atom, sedangkan ikatan van der
waaals adalah ikatan yang terjadi karena interaksi antar molekul dengan gaya-gaya
ikat seperti, gaya orientasi, gaya induksi, dan gaya london.
Ikatan ion adalah ikatan antara ion positif dengan ion negatif dengan gaya ikat
elektrostatis (gaya Coulomb). Ion positif dan negatif terbentuk melalui transfer
elektron antara atom. Atom yang melepaskan elektron menjadi ion positif sedangkan
yang menerima elektron menjadi ion negatif. Terbentuknya sepasang ion
diilustrasikan sebagai berikut.
Gaya elektrostatis 2
2
r
eFC
r = Jarak dua inti ion dalam kesetimbangan.
Pada kenyataannya, padatan kristal senyawa ion tidak berupa pasangan-pasangan ion
yang bisa terbedakan atau terpisah satu dengan yang lain, melainkan berupa suatu
ikatan elektrostatik antara keseluruhan ion, baik antara muatan yang berlawanan
maupun antara muatan yang sama, antara ion tetangga maupun yang bukan tetangga.
Gaya elektrostatik antara ion yang bukan tetangga lebih lemah dari yang bertetangga.
5.2 Kecenderungan Atom Membentuk Ion
Pembahasan berikut diarahkan pada pertanyaan mengapa atom-atom dapat
menjadi ion positif atau negatif ?
Kecenderungan atom berubah menjadi ion berhubungan dengan konfigurasi
elektron. Konfigurasi elektron yang tingkat energi utamanya atau kulitnya penuh
(konfigurasi elektron gas mulia) adalah konfigurasi elektron yang stabil. Atom-atom
yang mempunyai konfigurasi elektron yang dekat dengan gas mulia dapat melepaskan
atau menerima elektron agar tercapai konfigurasi gas mulia. Berdasarkan teori ini,
kita temui ion-ion stabil dengan konfigurasi gas mulia, utamanya dari golongan IA,
IIA, VIA, dan VIIA dan juga dari beberapa unsur-unsur yang lain.
H- : 1s
2
F- : 1s
2 2s
2 2p
6
Cl- :1s
2 2s
2 2p 3s
2 3p
6
Br-
: (..) 4s2 3d10 4p6
N3-
1s
2 2s
2 2p
6
A + B.A+.B- AB
Ion Na+ berwarna abu-abu dan ion Cl
-
berwarna merah
P3-
: 1s2 2s
2 2p 3s
2 3p
6
O2-
: 1s2 2s
2 2p
6
S2-
: 1s2 2s
2 2p 3s
2 3p
6
Li+, Be
2+ : 1s
2
Na+,Mg
2+,Al
3+ : 1s
2 2s
2 2p
6
K+,Ca
2+ Sc
3+, 6a
3+ : 1s
2 2s
2 2p 3s
2 3p
6
Rb+, Sr
2, Y
3+,Zr
4+ : 1s
2 2s
2 2p 3s
2 3p
6 4s
2 3d
10 4p
6
Cs+, Ba
2+, La
3+, Ce
4+ : 1s
2 2s
2 2p 3s
2 3p
6 4s
2 3d
10 4p
6 5s
2+ 4d
10 5p
6
Di samping konfigurasi elektron gas mulia, ditemukan pula beberapa ion
cukup stabil dengan konfigurasi elektron subkulit terluar yang penuh (kestabilan
subkulit penuh).
Cu+, Zn
2+, Ga
3+ : 1s
2 2s
2 2p
6 3s
2 3p
6 3d
10
Ag+, Cd
2+, In
3+, Sn
4+ : 1s
2 2s
2 2p
6 3s
2 3p
6 4s
2 3d
10 4p
6 4d
10
Au+, Hg
2+,Tl
3+,Pb
4+: : 1s
2 2s
2 2p
6 3s
2 3p
6 4s
2 3d
10 4p
6 5s
2 4d
10 5p
6 4f
14 5d
10
In+, Sn
2+ : 1s
2 2s
2 2p
6 3s
2 3p
6 4s
2 3d
10 4p
6 4d
10 5s
2
Tl+, Pb
2+ : 1s
2 2s
2 2p
6 3s
2 3p
6 4s
2 3d
10 4p
6 5s
2 4d
10 5p
6 4f
14 5d
10
6s2
Hasil pengukuran sifat paramagnetik menunjukkan bahwa konfigurasi
subkulit penuh dan setengah penuh lebih stabil. Dari diagram orbital terlihat jelas
bahwa terisinya subkulit setengah penuh dan penuh memberikan kebolehjadian
menemukan electron yang simetris di sekitar inti. Sebagai contoh, subkulit 2p terdiri
dari 3 orbital, yaitu 2px, 2py, dan 2pz yang masing-masing orientasinya di sumbu x, y,
dan z. Apabila seluruh orbital di subkulit tersebut terisi elektron yang seimbang, maka
peluang menemukan elektron akan simetris di sekitar inti.
Atom yang tidak mempunyai kedekatan konfigurasi elektron dengan gas
mulia, ataupun tidak mempunyai kedekatan dengan konfigurasi stabil subkulit penuh,
dapat membentuk ion stabil dengan konfigurasi yang tidak sesuai dengan
kecenderungan yang telah diuraikan di atas. Beberapa contoh ion dari logam transisi
yang termasuk kelompok ini adalah:
Fe2+
Co3+
: [Ne] 3s2, 3d
6
Ni2+
: [Ne] 3s2, 3d
7
Cr3+
: [Ne] 3s2, 3d
2
Setelah pembahasan seluruh bab ini, akan dipahami bahwa kestabilan ion
tidak semata-mata disebabkan oleh konfigurasi elektron dari ion tersebut. Energi kisi
yang berkaitan dengan struktur kristal ion juga berpengaruh.
Hukum Fajans
Secara kualitatif, Fajans membuat aturan tentang kemudahan membentuk ion,
yang sering disebut dengan hukum Fajans, yaitu ion akan terbentuk dengan mudah
apabila:
struktur ion (konfigurasi elektronnya) stabil
untuk struktur ion yang sama (isoelektronik), ion semakin mudah terbentuk
apabila muatanya kecil
atom yang membentuk anion kecil atau atom yang membentuk kation besar,
maka ion mudah terbentuk
Contoh berikut adalah penjelasan kemudahan membentuk ion menurut Fajans.
Ion Li+ dan Be
2+ adalah isoelektronik. Di antara kedua jenis ion tersebut, ion Li
+ lebih
mudah terbentuk daripada ion Be2+
. Ion N3-
, O2-
, dan F- adalah isoelektronik. Di
antara anion tersebut, urutan kemudahan membentuk ion dari yang paling mudah
adalah F-,
O
2-, dan
N
3-. Di antara ion Na
+ dan K
+, kation K
+ lebih mudah terbentuk
dari pada Na+. Di antara anion S
2- dan O
2-, anion O
2- lebih mudah terbentuk.
Secara kuantitatif kemudahan membentuk ion ditentukan oleh potensial
ionisasi dan afinitas elektron. Potensial ionisasi adalah energi yang diperlukan untuk
melepaskan elektron dari atom dalam wujud gas.
Mg(g) Mg+
(g) + e .I1.
Mg+
(g) Mg2+
(g) + e ..I2.
Untuk melepaskan satu elektron yang pertama disebut potensial ionisasi
pertama (I1), untuk melepaskan elektron kedua disebut potensial ionisasi kedua (I2),
dst., dimana I1< I2. Potensial ionisasi dihitung dalam satuan elektron volt/atom atau
kkal/mol. Besarnya potensial ionisasi dapat ditentukan secara spektroskopi.
Semakin kecil potensial ionisasi suatu atom, semakin mudah terbentuk ion
positif. Seperti sudah diuraikan sebelumnya, besarnya potensial ionisasi ditentukan
oleh konfigurasi elektron. Di samping konfigurasi elektron, potensial ionisasi juga
ditentukan oleh ukuran atom dan muatan. Semakin besar ukuran atom maka potensial
ionisasi semakin kecil. Membentuk ion dengan muatan lebih kecil lebih mudah
karena melepaskan satu elektron memerlukan energi lebih kecil dibandingkan dengan
melepaskan elektron lebih dari satu. Hal ini sesuai dengan hukum Fajans dalam
menjelaskan kemudahan membentuk kation yang isoelektronik, yaitu semakin besar
muatan kation, maka semakin sulit kation tersebut terbentuk.
Afinitas elektron (A) adalah besarnya energi yang terlibat (umumnya energi
yang dilepaskan) apabila atom dalam wujud gas menangkap elektron.
O(g)+e O-(g) ..............................A1.
O-(g)+e O
2-(g) ............................A2.
Semakin kecil ukuran atom, semakin besar afinitas elektron (afinitas elektron
berharga lebih negatif), semakin besar muatan negatifnya semakin kecil afinitas
elektronnya. Afinitas elektron bisa berharga negatif artinya diperlukan energi bila
atom menerima elektron. Hal ini terjadi pada atom yang menerima lebih dari satu
elektron karena ada tolakan elektron yang kedua oleh elektron yang pertama. Seperti
potensial ionisasi, afinitas elektron ditentukan secara spektroskopi dan dinyatakan
dalam satuan elektron volt/atom atau kkal/mol.
5.3 Keelektronegatifan
Selain dengan afinitas elektron, kemudahan membentuk ion negatif (anion)
juga dapat dinyatakan dalam bentuk yang lebih praktis, yaitu dalam bentuk skala
keelektronegatifan yang menyatakan ukuran kemudahan atom menerima elektron
membentuk anion.
Fakta bahwa energi ikatan kovalen ataupun jari-jari kovalen kurang sempurna
memenuhi sifat aditif (sifat yang bisa dijumlahkan) menunjukkan bahwa atom-atom
mempunyai beda keelektronegatifan. Apabila ikatan kovalen terbentuk dari dua atom
yang berbeda, ada perbedaan antara energi ikatan yang dihitung dengan cara aditif
dengan yang ditentukan secara eksperimen. Energi ikatan yang dihitung secara
eksperimen umumnya lebih besar dari energi ikatan yang dihitung berdasarkan cara
aditif. Dari selisih energi antara eksperimen dengan yang dihitung ini, Pauling
membuat skala keelektronegatifan unsur, sebagai berikut.
= D(A-B) {D(A-A)+ D(B-B)}
23
BA XX
= 0,208
D = Energi dissosiasi ikatan, XA dan XB=keelektronegatifan A dan B, serta dalam
kkal/mol. Angka 23 adalah faktor konversi agar selisih energi dalam satuan
elektron volt/molekul. Hubungan satuan energi elektron volt dan kkal adalah sebagai
berikut.
1.ev/molekul = 23 kkal/mol
Persaman XA-XB= /23 mengisyaratkan bahwa tidak boleh berharga negatip
karena akan menghasilkan bilangan yang imaginer. Perhitungan selisih energi ()
menggunakan persaman di atas,
=D(A-B)-{D(A-A)+D(B-B)}
tidak menjamin > 0 ( positip). Apabila dilakukan pencermatan tentang proses yang
terjadi yang berhubungan dengan harga (sesuai dengan persamaan di atas), ternyata
berkaitan dengan kalor yang dibebaskan untuk reaksi :
A2(g)+B2(g) AB(g) + , (H=-)
Dengan demikian, berharga positif bila reaksi eksoterm (H=-), dan berharga
negatif bila reaksi adalah endoterm ((H= +). Untuk lebih mengurangi resiko harga
negatif dari , maka tidak dihitung menggunakan rata-rata hitung, melainkan
menggunakan rata-rata geometri (kuadrat rata-rata).
)()()( . BBAABA DDD
Berdasarkan persamaan ini, Pauling menyusun tabel skala keelektronegatifan unsur-
unsur, dimana unsur yang paling elektronegatif, F, diberi skala terbesar yaitu 4. Skala
keelektronegatifan dari Pauling dapat dilihat dibuku-buku kimia.
Selain skala keelektronegatifan dari Pauling, dikenal pula skala
keelektronigatifan dari Mulliken. Mulliken menyatakan skala keelektronigatifan (M)
berdasarkan nilai rata-rata potensial ionisasi (I) dan afinitas elektron (E), sebagai
berikut.
MA= (IA+EA), MA=Skala keelektronegatifan Mulliken atom A
Hubugan antara skala Pauling (X) dengan skala Mulliken (M) adalah :
XA = MA/3,15
Skala keelektronegatifan yang banyak digunakan dalam kajian kimia adalah skala
dari Pauling.
Di atas sudah dijelaskan bahwa adalah sama dengan kalor yang dilepaskan
untuk reaksi pembentukan molekul diatomik dari unsur-unsurnya. Dengan demikian,
data keelektronegatifan dapat digunakan untuk meramalkan energi pembentukan
senyawa diatomik
A2(g)+B2(g) AB(g), Kuantitas Hf sama dengan
XA-XB=/23
= 23 (XA-XB)2
Hf = 23(XA-XB)2, Hf dalam satuan kkal/mol
5.4 Energi Kisi Kristal, Ukuran Kekuatan Ikatan Ion
Energi kisi adalah energi yang dilepaskan bila ion positip dan ion negatip
dalam keadaan gas membentuk padatan kristal ion.
M(g)z+
+X(g)z-
M+X-(s)
Energi kisi dapat dianggap sebagai ukuran kekuatan ikatan ion. Energi kisi (U) dapat
ditentukan secara eksperimen tidak langsung menggunakan siklus Born-Haber. Siklus
Born-Haber pada pembentukan senyawa NaCl(s) adalah :
Berdasarkan hukum Hess :
Hf = H1+H2+H3+H4+H5
Hf = Energi pembentukan standar Nacl
Na(s) + Cl2 (g) NaCl(s)
Cl (g) + e Cl- (g)
Na (g) Na+ (g)
e +
Hf
H2
H1
H3
H4
H5
H1 = Energi sublimasi Na
H2 = D(Cl-Cl) : Energi Dissosiasi Cl2(g)
H3 = Energi ionisasi (I) Na
H4 = Energi afinitas elektron Cl
H5= U =Energi kisi
U = Hf-(H1+H2+H3+H4)
Secara teoritis, energi kisi (U) dapat diturunkan dari interaksi gaya coulomb
antara ion positip dengan negatip dalam kristal. Di dalam kristal ion terjadi gaya tarik
antara ion positip dengan ion negatip dan gaya tolak dari muatan yang sama. Ion-ion
berada pada jarak tertentu dimana terjadi keseimbangan gaya tarik dan gaya tolakan
coulomb. Pengaruh jarak antara ion terhadap energi potensial tarikan dan tolakan
adalah sebagai berikut :
r
ANezzUc
2
21 Uc=Energi potensial tarikan
UR=Energi potensial tolakan
nR r
NBU A=Tetapan modelung
n=Tetapan Born
N=Bilangan Avogandro
B=Tetapan
z = muatan ion
Energi potensial total (energi kisi kristal) adalah jumlah Uc dengan UR
U=Uc+UR
nr
NB
r
ANezz
2
21
Aluran energi potensial terhadap jarak antara ion di gambar seperti di bawah ini
Energi
potensial
Jarak dua ion ro
Tetapan B dapat ditentukan dari titik balik kurva. Pada r = r0 yaitu titik balik kurva,
harga dU/dr = 0
0)1(
0
2
0
2
21 n
r
nNB
r
Anezz
dr
dU
)1(
0
2
0
2
21
nr
NnB
r
ANezz
)1(
01
2
21 n
rn
AezzB
Sehingga;
)1
1(0
2
21
nr
ANezzU
0
22
4,
ee
)1
1(.4 0
2
21
nrD
ANezzU
Harga n (tetapan Born) untuk alkali halida adalah 9, sedangkan tetapan Madelung, A,
tergantung pada struktur kristal dan tidak tergantung pada muatan ion.
Struktur kristal Tetapan madelung
NaCl 1,748
CsCl 1,763
Zink blende 1,638
Wurtzite 1,641
Rutil 2,408
Fluorit 2,4519
Tetapan Madelung dapat diturunkan dengan memperhitungkan seluruh interaksi
coulomb dalam kristal. Sebagai contoh: Struktur kristal NaCl (Face centered cubic).
Muatan elektron dalam Coulomb
Muatan elektron dalam ESU
ion Na+
ion Cl-
Energi kisi kristal ion adalah total dari keseluruhan interaksi coulomb ion-ion yang
menyusun kristal.
)1
1(.4 0
2
21
nrD
ANezzU
Untuk menentukan tetapan Madelung, A, maka besarnya energi kisi, U, bisa
dinyatakan sebagai jumlah dari energi kisi setiap lapisan ion. Lapisan ion ditentukan
dengan menetapkan satu ion sebagai acuan. Misalnya, ion di tengah-tengah unit sel
kristal ion di atas (ion Cl-) sebagai ion acuan, maka ion-ion terdekat pertama dengan
ion acuan tersebut adalah lapisan pertama. Ada N ion sebagai acuan. Untuk ion acuan
yang pertama, misalnya ion Cl- ditengah-tengah struktur fcc, maka
U = U1+U2+U3++Un
U1 : energi kisi lapisan pertama, Un : energi kisi lapisan ke-n
)1
1(.4 1
2
1211
nrD
eNzzU
. )
11(
.4
2
21
nrD
eNzzU
n
nn
Persamaan energi kisi pada lapisan ion pertama dan lapisan ion yang lain adalah
relatif sama, kecuali harga Nn dan rn. Dengan demikian, persamaan energi kisi untuk
setiap lapisan ion pada kristal NaCl bisa ditulis
1
11
r
NU x tetapan
Yang berbeda dari energi kisi setiap lapisan adalah harga Nn/rn yang mengkontribusi
pada tetapan Madelung (A).
Dari persamaan energi kisi total seluruh lapisan, dan menjadikan rn ke dalam satuan ro
(jarak kesetimbangan pasangan ion yang terdekat), maka akan diperoleh tetapan
Madelung (A) sbb.
A=A1+A2+A3++An
An = Nn/rn
rn adalah jarak ion di lapisan ke-n dengan atom acuan dalam variabel r0.
Nn adalah jumlah ion di lapisan ke-n
An adalah tetapan madelung terkait dengan struktur ion yang ada pada lapisan ke-n Untuk gaya tarik coulomb antara lapisa dan ion acuan, A berharga +, dan yang tolak menlak,
harga A adalah -)
Pada kristal ion NaCl, ada 6 ion Na+ pada lapisan ion pertama yang berada pada jarak
r1 = r0. Ada 12 ion Cl- pada lapisan kedua dengan jarak 2 .r0 dan seterusnya,
sehingga tetapan Madelung kristal NaCl adalah sebagai berikut.
dstA ........3
8
2
126
Angka 6 (suku pertama) berasal dari interaksi coulomb antara Cl- (ditengah
pada gambar) dengan 6 Na+ yang jaraknya r0, suku ke dua (-12/2) berasal dari
interaksi coulomb antara Cl- (di tengah pada gambar) dengan 12 Cl
- yang jaraknya
2.r0, suku ke tiga (8/3) berasal dari interaksi coulomb Cl- (di tengah pada gambar)
dengan 8 ion Na+ yang jaraknya 3.r0, demikian seterusnya.
Kita telah membahas energi ionisasi dan afinitas elektron. Untuk melepaskan
elektron yang kedua dan seterusnya diperlukan energi jauh lebih besar, lalu mengapa
antara Mg dengan Cl2, membentuk MgCl2 dan tidak MgCl, demikian pula
banyak senyawa ion yang lain yang muatanya lebih dari 1 (satu)?. Hal ini
disebabkan oleh Energi kisi MgCl2 jauh lebih besar dari MgCl. Energi kisi ditentukan
tidak hanya oleh jenis kation, tetapi juga jenis anion. Besarnya energi ionisasi saat
pembentukan kation dan afinitas elektron saat pembentukan anion adalah dua tahapan
saja dari sejumlah tahapan yang terjadi pada pembentukan kristal ion. Justru tahapan
yang paling besar berpengaruh pada kecenderungan terbentuknya suatu kristal ion
adalah tahapan pembentukan kisi kristal. Dari diagram siklus Born Haber dapat
disimpulkan bahwa kecenderungan terbentuknya suatu kristal ion dapat dilihat dari
besarnya perubahan entalphi pembentukan standard, Hf. Besarnya Hf paling
dominan dikontribusi oleh energi kisi. Semakin negatif harga Hf, maka semakin
besar kecenderungan terbentuknya kristal ion tersebut. Apabila yang terbentuk adalah
MgCl2, artinya Hf pembentukan MgCl2 lebih negatif dari MgCl. Dapat disimpulkan
bahwa kestabilan konfigurasi kation, seperti yang sudah diuraikan pada awal dari bab
ini, ternyata tidak bersifat intrinsik kation, melainkan dipengaruhi oleh lingungan
kation yang dalam hal ini adalah jenis anionnya.
5.5 Jari-Jari Ion
Pengertian tentang jari-jari sudah diuraikan sebelumnya, dimana jari-jari tidak
bisa ditentukan dari atom atau ion bebas. Secara eksperimen, yang dapat ditentukan
adalah jarak dua atom atau ion. Jarak dua ion dalam kristal dapat ditentukan dengan
defraksi sinar X. Karena senyawa ion terbentuk dari dua spesi (ion) yang berbeda,
maka jari-jari ion bukanlah setengah dari jarak dua ion, melainkan dihitung dengan
cara-cara tertentu. Ada beberapa cara perhitungan dalam menentukan jari-jari ion,
salah satunya yang paling sering digunakan adalah cara Pauling.
Pauling berasumsi bahwa ion berupa bola pejal, dimana antara ion positip
dengan negatip saling bersinggungan . Dengan demikian,
R=rK+rA , R=jarak antara ion
rK=jari-jari kation
rA=jari-jari anion
Pauling menyatakan bahwa jari-jari ion berbanding terbalik dengan muatan efektif.
Untuk deret isoelektronik (konfigurasi elektron sama) berlaku :
r = )( SZ
Cn
Cn = Konstanta, tergantung pada bilangan kuantum utama elektron terluar
Z = nomer atom
S = konstanta dari efek perisai elektron kulit dalam
Z-S adalah muatan efektif.
Harga S untuk elektron tertentu bisa diperoleh menggunakan pendekatan Slater.
Slater mengelompokkan subkulit untuk menentukan pengaruh penabiran (shielding)
elektron dalam terhadap elektron lebih luar.
(1s) (2s, 2p) (3s,3p) (4s,4p) (4d) (4f) (5s,5p) dst.
Aturan Slater dalam menentukan efek shielding adalah sebagai berikut:
a. hanya elektron dalam yang menabir elektron luar, tidak sebaliknya
b. untuk setiap elektron valensi pada subkulit yang sama, yaitu ns dan np
menabir sebesar 0,35, kecuali pada subkulit 1s hanya menabir 0,3 untuk setiap
elektron
c. setiap elektron pada tingkat n-1 (s dan p) menabir 0,85
d. setiap elektron pada tingkat n-2 dan lebih rendah (s dan p) menabir 1
e. untuk setiap elektron valensi pada subkulit yang sama, yaitu nd dan nf
menambir 0,35
f. elektron pada tingkat n-1 dan lebih rendah (d dan f) menabir 1.
Contoh 1
Oksigen memiliki konfigurasi 1s2, 2s
2, 2p
4.
S = 2 x 0,85 + 5 x 0,35 =1,7 + 1,75 = 3,45
Sehingga muatan efektif O adalah 4,55
Artinya elektron terluar hanya memperoleh tarikan inti sebesar 56,9% dari
total muatan inti (8 proton).
Contoh 2
Ni memiliki konfigurasi 1s2 2s
2 2p
6 3s
2 3p
6 4s
2 3d
8
Dengan menggunakan pendekatan Slater, konfigurasi elektron ditulis sebagai
berikut
1s2 2s
2 2p
6 3s
2 3p
6 3d
8 4s
2
Harga S untuk elektron di subkulit 3d adalah
S = 18 x 1 + 7 x 0,35 = 20,45
Harga S untuk elektron di subkulit 4s adalah
S = 18 x 1 + 8 x 0,85 + 1 x 0,35 = 23,95
Contoh menentukan jari-jari ion menurut Pauling
Dari defraksi sinar X diperoleh jarak ion Na+F
- adalah 2,31 A. Na
+ & F
- adalah
isoelektronik dengan konfigurasi Ne. Untuk ion dengan konfigurasi Ne, harga S
menggunakan pendekatan Slater adalah 4,15, namun dari data spektra (eksperimen),
harga S diperoleh 4,52. Dengan menggunakan harga S dari data eksperimen, maka:
r Na+ = )52,411(
Cn
)52,49(,
CnrF
48,6
48,4
52,411
52,49
F
Na
r
r
rNa++rF-=2,31 A
31,248,4
48,6 NaNa rr A
Nilai jari jari ion yang diperoleh dengan cara ini hanya berlaku untuk ion-ion
yang bermuatan tunggal dan struktur ion dengan bilangan koordinasi 6. Untuk ion
dengan muatan lebih besar dari satu harus dikalikan dengan faktor koreksi. Jari-jari
ion ini lebih kecil dari yang bermuatan tunggal.
Sebenarnya ion tidak berupa bola yang pejal, sehingga tidak ada batas yang
jelas dalam menandakan ukuran atom. Susunan atom diluar inti sebenarnya diffuse,
sehingga sukar untuk ditentukan batas kelilingnya. Dua ion yang berdekatan
mengalami overlap sehingga terjadi deformasi. Deformasi ion-ion didalam bentuk
kristal tidak sama, bilangan koordinasi berbeda memberikan deformasi berbeda,
sehingga jari-jari ionnya berbeda. Semakin besar bilangan koordinasinya semakin
kecil deformasinya yang disebabkan oleh tolakan dari ion yang sejenis, sehingga jari-
jarinya lebih besar. Untuk bilangan koordinasi 8 dan 4, jari-jari ion yang dihitung
rNa+=0,95 A
rF-=1,36 A
dengan menggunakan bilangan koordinasi 6 masing-masing dikoreksi dengan faktor
1,03 dan 0,94.
r (bikoord 8) = 1,03 r (bikoord 6)
r (bikoord 4) = 0,94 r (bikoord6)
Kestabilan kristal ion dengan bilangan koordinasi tertentu ditentukan oleh
perbandingan jari-jari ion positip (kation) dengan ion negatip (anion). Dengan kata
lain, perbandingan jari-jari kation dengan anion inilah yang menentukan
kecenderungan bilangan koordinasi kation suatu sistem kristal
Kation yang besar mempunyai kecenderunggan bilangan koordinasi besar,
karena apabila bilangan koordinasinya kecil, maka gaya tolak dan gaya tarik dalam
kristal tidak seimbang. Demikian pula, apabila kation sangat kecil dibandingkan
dengan anion, maka kation cenderung mempunyai bilangan koordinasi kecil.
Pembahasan berikut ini akan lebih memperjelas pernyataan di atas.
ukuran kation terlalu kecil Ukuran kation kebesaran
(kation mudah bergerak) (anion mudah bergerak)
Perbandingan jari-jari kation dengan anion terhadap kecenderungan bilangan
koordinasi terhadap kation, seperti dibawah ini :
RK/rA Bilangan koordinasi Struktur
0-0,155 2 Linear
0,155-0,225 3 Segitiga datar
0,225-0,414 4 Tetrahendral
0,414-0,732 4 Segiempat datar
0,414-0,732 6 Oktahendra
0,732-1,000 8 Kubus
1,000 12 Struktur rapat
Harga terendah dari perbandingan perbandingan jari-jari kation dengan anion
untuk bilangan koordinasi tertentu dapat di tentukan secara geometri, sebagai berikut
:
Segitiga datar (bilangan koordinasi 3)
Bilangan koordinasi 6 dan 4
Segiempat datar atau oktahedral
Bilangan koordinasi 4
Tetrahedral
Bilangan Koordinasi 8
rA = (rA+rK) cos 300
= (rA+ rK) 2
3
= rA 2
3 + rK
2
3
(1- 2
3) rA = rK
2
3
155,0
2
3
)2
31(
A
K
r
r
rA = (rA+rK) cos 450
= (rA+ rK) 2
2
= rA 2
2 + rK
2
2
(1- 2
2) rA = rK
2
2
414,0
2
2
)2
21(
A
K
r
r
rA = (rA+rK) cos 35,250
= (rA+ rK) 0,817
= rA 0,817 + rK 0,817
(1-0,817) rA = rK 0,817
225,0817,0
)817,01(
A
K
r
r
rA = (rA+rK) cos
= (rA+ rK) 3
1
= rA 3
1 + rK
3
1
(1-3
1) rA = rK
3
1
Kubus
5.6 Struktur dan Bilangan Koordinasi Kristal Ion
Kristal NaCl (Fcc) Kristal CsCl
bilangan koordinasi 6:6 Bilangan koordinasi 8:8
Kristal Zinkblende (ZnS)(ccp) Kristal Wurtzite (ZnS)(hcp)
ion Na+
ion Cl-
ion Cs+
ion Cl-
Ion Zn2+
Ion S2-
ion Zn2+
ion S2-
cos = 3
1
bilangan koordinasi 4:4 bilangan koordinasi 4:4
Kristal Fluorit (CaF2) Kristal Rutil (TiO2)
bilangan koordinasi 4:8 bilangan koordinasi 6:3
Sifat Senyawa Ion
Sifat senyawa ditentukan oleh struktur di tingkat submikroskopisnya. Seperti
sudah diuraikan di atas, partikel penyusun senyawa ion adalah ion positif dan negatif
dengan susunan tertentu. Gaya ikatnya adalah gaya elektrostatik yang kuat. Struktur
yang seperti di atas menyebabkan senyawa ion memiliki titik leleh dan titik didih
yang tinggi. Besarnya titik leleh dan titik didih ditentukan oleh energi kisi kristal ion.
Ingatlah bahwa energi kisi adalah energi yang dilepaskan apabila ion-ion dalam
keadaan gas membentuk padatan kristal. Kalau kita coba uraikan proses pembentukan
energi kisi menjadi dua tahapan, yaitu (1) pembentukan cairan ionik dari ion-ion gas
dan (2) pembentukan padatan kristal dari ion-ion cair, maka pernyataan di atas mudah
dipahami.
Contoh berikut menguraikan dua tahapan sebaliknya agar sesuai dengan
kajian titik leleh dan titik didih kristal ion.
NaCl(s) Na+
(g) + Cl-(g) , U (energi kisi)
Apabila diuraikan menjadi dua tahap meleleh dan mendidih, maka
NaCl(s) (NaCl(l)) == Na+
(l) + Cl-(l) , Hpeleburan
NaCl(l) (NaCl(g)) == Na+
(g) + Cl-(g), Hpenguapan
Jadi,
U = Hpeleburan kristal ion + Hpenguapan ion-ion cair
Ion F-
Ion Ca2+
ion Ti4+
ion O2-
Dalam keadaan padat ion-ion hanya bergetar, tidak dapat bergerak translasi
(pindah posisi) sehingga dalam keadaan padat senyawa ion tidak menghantarkan
listrik secara elektrolitik. Dalam kristal ion juga tidak ada elektron-elektron yang
mudah berpindah (terdelokalisasi) di seluruh bodi kristal ion sehingga senyawa ion
tidak bisa menghantarkan listrik secara elektronik. Berbeda dengan logam dan kristal
kovalen seperti grafit (akan diraikan pada bab berikutnya) dapat menghantarkan
listrik secara elektronik.
Dalam keadaan cair, senyawa ion dapat menghantarkan listrik. Dalam
keadaan lebur (cair), ion-ion dapat bergerak translasi. Ion-ion dapat bergerak ke
kelektroda yang berlawanan dengan muatan ion. Peristiwa hantaran listrik ini disebut
hantaran secara elektrolitik. Dalam larutan, senyawa ion tentu juga dapat
menghantarkan listrik secara elektrolitik.
Padatan ionik mudah larut dalam pelarut polar, seperti air. Dalam larutan, ion-
ion tidak dalam keadaan bebas, melainkan dalam keadaan tersolvasi, yaitu
diselubungi oleh pelarut (solven). Dalam air, ion-ion akan dikelilingi oleh molekul air
dengan orientasi sedemikian rupa, yaitu bagian negatif dari molekul air akan
berdekatan dengan ion positif yang diselubungi, demikian sebaliknya untuk ion
negatif. Kelarutan suatu padatan ion salah satunya dipengaruhi oleh energi
penyelubungan ini yang dalam konteks pelarut air disebut dengan energi hidrasi.
Selain energi hidrasi, kelarutan senyawa ion tentu dipengaruhi oleh energi kisi.
Energi hidrasi adalah energi yang dilepaskan, artinya proses hidrasi (penyelubungan
ion oleh molekul air) adalah eksoterm. Pada proses pelarutan diperlukan sejumlah
energi untuk memutuskan ikatan ionik yang setara dengan energi kisi dan diimbangi
dengan pelepasan energi pada tahap hidrasi.
Perubahan entalphi kelarutan ion = Energi hidrasi-Energi kisi(dalam pelarut air)
Energi kisi dalam suatu medium pelarut tertentu dipengaruhi oleh tetapan
dielektrikum pelarut, D.
)1
1(.4 0
2
21
nrD
ANezzU
, e: muatan elektron dalam Coulomb, bukan ESU
Setiap pelarut memiliki tetapan dielektrikum tertentu. Semakin besar kepolaran
pelarut, D semakin besar. Semakin besar D, energi kisi kristal semakin dilemahkan
sehingga padatan ion berkecenderungan lebih mudah larut. Tentu, besarnya energi
hidrasi harus dipertimbangkan.
Besarnya energi hidrasi ditentukan oleh muatan dan ukuran ion.
Kecenderungannya adalah sebagai berikut: semakin besar muatan, maka energi
hidrasi semakin besar; semakin kecil ukuran ion, maka energi hidrasi semakin besar.
Kombinasi dari muatan dan ukuran ion dinyatakan dengan potensial ionik, yaitu rasio
muatan dan ukuran ion. Semakin besar potensial ionik, maka energi hidrasi semakin
besar.
Tidak seperti pada logam, padatan kristal ion bersifat keras namun rapuh.
Sifat ini juga berhubungan dengan struktur submikroskopisnya. Adanya susunan yang
teratur antara ion positif dan negatif dalam kristal ion bisa bergeser karena pengaruh
tekanan dari luar. Satu lapisan ion dapat bergeser dan menyebabkan ion-ion dengan
muatan sama menjadi berdekatan (bertemu muka) sehingga tolakan elektrostatik akan
menyebabkan kristal pecah (rapuh).
Rangkuman
Problem
1. Yang mana lebih besar sifat paramagnetik antara unsur 24Cr dengan 25Mn, jelaskan mengapa demikian
2. Bila Perubahan entalpi pembentukan standar gas HB adalah 100 kkal/mol, tentukan keelektronegatifan atom B. Diketahui keelektronegatifan H adalah 2,1
3. Dari defraksi sinar X diketahui jarak antara dua inti ion pada kristal ionik KA adalah 3 A., dimana K
+ dan A
- adalah isoelektronik dengan konfigurasi elektron
sama dengan Ar (SE=8,0). (a) Hitunglah jari-jari K+
dan A- , (b) Ramalkan
Bilangan koordinasi kation
4. Jelaskan dengan singkat tentang : (a) Proses pembentukan ikatan ion, (b) potensial ionisasi, afinitas elektron, dan energi kisi, (c) jari-jari ion dan jari-jari
kovalen
5. (a) Gambarkan Lingkar Born Haber reaksi pembentukan MgCl2 dan tuliskan persamaan energi kisinya.
6. Energi pembentukan standar dari AF adalah seperti persamaan termokimia berikut:
A2(g) + F2(g) 2 AF(g), Hf = -66,47 kkal/mol Bila diketahui keelektronegatifan F adalah 4,0, energi dissosiasi ikatan A-A dan
F-F adalah masing-masing 81,100 dan 113 kkal/mol, hitunglah keelekronegatifan
Unsur A dan energi dissosiasi ikatan AF.
7. a) Apa yang dimaksud dengan energi kisi kristal dan jelaskan bagaimana cara menentukan besarnya energi kisi suatu kristal. (b) Hitunglah harga terendah
perbandingan jari-jari kation dengan anion dari kristal Zinkblende, dimana
bilangan koordinasi kationnya adalah 4.
8. Energi potensial karena gaya tarik antar ion yang muatannya berbeda (Uc) dalam suatu kristal ion dinyatakan dengan :
r
ANeZZUc
2
21 dan energi potensial karena gaya tolak dari muatan yang sama
(Ur) adalah nr
NBUr , dimana N, n, A, B adalah konstanta. (a) Gambarkan grafik
hubungan antara U (energi kisi) dengan r, dan (b) Buktikan bahwa
)1(2
21 norn
AeZZB
9. (a). Perak (Z=47) dalam senyawaannya hanya ditemukan sebagai satu jenis ion stabil, sedangkan Stannum, Sn(Z=50) ditemukan dalam lebih dari satu jenis ion
stabil. Bagaimana fenomena ini bisa dijelaskan dan berapa muatan-muatan dari
ion Ag dan ion Sn tersebut. (b) Berdasarkan konfigurasi elektronnya, jelaskan
apakah mungkin ion In+ (Z=49) sebagai reduktor?
10. Apabila ada suatu kristal ion berbentuk lembaran (dua dimensi) dengan bilangan koordinasi 4:4, hitunglan tetapan madelung secara teoritik?
Recommended