Muatan Inti Efektif, Energi Ionisasi, Afinitas Elektron, Keelektronegatifan, dan Orbital Molekul

A. Muatan Inti Efektif

Sumber : wikipedia.org

       Muatan inti efektif adalah muatan inti total karena adanya gaya tarik antara inti dengan elektron yang dipengaruhi gaya tolak antar elektron yang melindungi inti dengan elektron terluar yang dilambangkan dengan Zeff. Efek pemerisaian adalah efek yang ditimbulkan akibat adanya tolakan antar elektron antar atom yang melindungi inti dengan elektron terluar.

Muatan inti efektif (Zeff) dinyatakan dengan :
Zeff = Z – σ
Z = Muatan inti sebenarnya (nomor atom)
σ = Konstanta perisai

       Konstanta perisai merupakan konstanta yang dihasilkan efek perisai (efek yang melindungi sebagian terhadap gaya tarik inti akibat elektron-elektron pada kulit redah), besarnya konstanta perisai (σ) lebih besar dari nol tetapi lebih kecil dari Z. Untuk mengetahui nilai σ adalah berdasarkan aturan Slater. Aturan Slater diperlukan karena pada suatu atom dengan jumlah elektron banyak, elektron yang satu merasakan muatan inti yang lebih kecil dibandingkan kenyataannya karena adanya efek perisai dari elektron-elektron lain yang berada lebih dekat dengan inti.
Konstanta perisai suatu elektron adalah berdasarkan kaidah berikut ini (Ratu, 2018) :
· Elektron di sebelah kanan elektron yang dikaji tidak memberi konstanta perisai atau sama dengan 0.
· Elektron di sebelah kiri elektron yang dikaji memberi konstanta perisai :
A. Setiap elektron dalam kelompok yang sama memberi kontribusi sebesar 0,35, kecuali kelompok 1s sebesar 0,30
B. Setiap elektron dalam orbital s dan p, dengan bilangan kuantum utama (n) kurang dari satu elektron yang dikaji memberi kontribusi sebesar 0,85.
C. Setiap elektron dalam orbital s dan p dengan bilangan kuantum utama (n) kurang dari dua atau lebih elektron yang dikaji memberi kontribusi sebesar 1,00.
D. Setiap elektron dalam orbital d dan f memberi kontribusi sebesar 1,00 baik untuk elektron dengan nilai n < elektron yang dikaji ataupun dengan n= elektron yang dikaji dan memiliki bilangan kuantum azimut yang lebih kecil.

B. Energi Ionisasi
        Energi ionisasi (EI) adalah energi yang dibutuhkan untuk memindahkan satu elektron terluar dari atom dalam keadaan gas. EI diperlukan untuk mengatasi gaya tarik-menarik oleh inti atom yang bermuatan positif terhadap elektron terluarnya. EI dipengaruhi oleh muatan inti efektif dan susunan elektron dalam kulit valensinya. Umumnya muatan inti efektif yang besar mengakibatkan pengeluaran elektron dari atom menjadi sukar sehingga diperlukan EI yang lebih besar.
Banyak sekali faktor-faktor yang mempengaruhi ionisasi suatu atom. Berikut ini adalah beberapa faktor yang mejadi penentu dari ionisasi suatu atom:

1. Muatan Inti
        Dengan jumlah proton atau muatan di dalam inti atom yang makin banyak maka akan semakin besar pula daya tarik inti atom terhadap elektron-elektron yang ada pada kulit atom. Dengan begini elektron menjadi lebih sulit untuk terlepas dari susunan atom tersebut. Untuk melepaskan elektron-elektron dari kulit atom maka diperlukan energi ionisasi yang besar.

2. Jarak Elektron dari Inti Atom
       Jarak dari elektron dengan inti atom juga sangat mempengaruhi besar atau tidaknya energi ionisasi yang diperlukan untuk melepas suatu elektron dari susunan atom.
Semakin jauh jarak elektron dengan inti atom maka elektron tersebut semakin mudah untuk lepas hanya dengan sedikit energi ionisasi. Semakin dekat jarak elektron dengan inti atom maka akan semakin sulit untuk lepas dari susunan kulit atom tersebut dan dibutuhkan energi ionisasi yang cukup besar untuk dapat melepaskannya.

3. Jumlah Elektron yang ada diantara Inti Atom dan Kulit Terluar
        Faktor yang berikutnya adalah jumlah elektron yang ada pada kulit atom di antara inti dan kulit terluar atom tersebut. Energi yang ada pada proton akan diserap oleh elektron-elektron yang terletak di antara inti dan kulit terluar ini. Dengan begitu elektron yang ada di kulit terluar atom hanya akan mendapatkan tarikan yang sangat kecil dari inti atom.
Pengurangan tarikan dari inti atom ini disebut sebagai screening dan juga shielding. Hal ini sangat mempengaruhi besar atau tidaknya energi ionisasi yang diperlukan oleh suatu atom.

Grafik Energi Ionisasi

Sumber : teorikimia.blogspot.com

        Secara umum, keteraturan energi ionisasi(EI) dalam sistem periodik adalah sebagai berikut (Marta, 2019) :
1. Energi ionisasi(EI) pertama selalu lebih rendah dari EI kedua. Hal tersebut menunjukkan bahwa semakin sulit melepaskan elektron berikutnya. Keadaan ini dikarenakan semakin dekatnya elektron dengan inti atom sehingga semakin kuatnya gaya tarik-menarik inti terhadap elektron.
2. Dalam satu perioda, umumnya energi ionisasi(EI) meningkat dari kiri ke kanan, searah dengan meningkatnya nomor atom. Hal ini dikarenakan kulit valensinya tetap sementara muatan inti bertambah positif sehingga volume inti atom meningkat dan nilai jari-jari atom berkurang. Keadaan ini menyebabkan gaya tarik-menarik inti terhadap elektron terluar semakin kuat. Akibatnya, EI semakin besar.
3. Dalam satu golongan, energi ionisasi(EI) menurun dari atas ke bawah searah meningkatnya nomor atom. Hal ini dikarenakan muatan inti bertambah positif sehingga kulit atom bertambah (volume bertambah) dan nilai jari-jari atom meningkat. Keadaan ini menyebabkan gaya tarik-menarik inti terhadap elektron terluar semakin lemah. Akibatnya, EI semakin berkurang.
4. Energi ionisasi(EI) pertama unsur golongan VIIIA paling tinggi di antara golongan unsur yang lain. Hal itu terjadi karena konfigurasinya yang penuh pada kulit terluar yang membuatnya stabil. Kestabilan ini disebabkan atom-atom gas mulia memiliki elektron valensi paling banyak (8 elektron). Oleh karena itu, untuk mengeluarkan elektron valensi dari atom gas mulia memerlukan EI yang sangat besar.

C. Afinitas Elektron
        Afinitas elektron adalah ukuran dari energi yang dilepaskan atau diserap oleh atom netral dalam bentuk gas apabila terjadi penangkapan satu elektron yang ditempatkan pada kulit terluarnya dan atom menjadi ion negatif. Afinitas elektron dapat berharga positif dan negatif. Afinitas elektron berharga negatif apabila dalam proses penangkapan satu elektron, energi dilepaskan. Ion negatif yang terbentuk akibat proses tersebut bersifat stabil. Hal sebaliknya terjadi apabila dalam proses penangkapan satu elektron, energi diserap. Penyerapan energi menyebabkan ion yang terbentuk bersifat tidak stabil. Semakin negatif harga afinitas elektron suatu atom unsur maka ion yang ter bentuk semakin stabil. Energi ionisasi selalu ditekankan pada pembentukan ion positif. Afinitas elektron ditekankan pada ion negatif, dan keduanya banyak dipakai untuk unsur-unsur pada golongan 6 dan 7 pada tabel periodik (Sasrawan, 2013).

Sifat Afinitas Elektron dalam Sistem Keperiodikan Unsur

• Pada satu periode, afinitas elektron cenderung bertambah dari kiri ke kanan.
• Pada satu golongan, afinitas elektron cenderung berkurang dari atas sampai bawah
• Terkecuali unsur alkali pada tanah dan gas mulia, semua unsur golongan utama memiliki afinitas elektron bertanda negatif. Afinitas elektron terbesar dimiliki golongan halogen.

Afinitas Elektron Terbesar

Sumber : rumusrumus.com

        Semua unsur golongan utama memiliki afinitas elektron bertanda negatif. Terkecuali unsur alkali tanah (IIA) dan gas mulia (VIIIA). Afinitas elektron terbesar dimiliki unsur halogen (VIIA) karena unsur golongan ini yang paling mudah menangkap elektron. Maka, unsur yang mempunyai afinitas elektron terbesar adalah Klor dengan nilai afinitas –349,0.

Afinitas Elektron Terkecil
        Afinitas elektron yang terkecil adalah Fransium menurut kecenderungan tabel periodik. Tetapi pada faktanya yang terkecil yaitu berilium dengan nilai afinitas +240,0.

D. Ke-Elektronegatifan

        Elektronegativitas adalah kemampuan suatu atom untuk menarik elektron dari luar. Ini adalah sifat kualitatif dari sebuah atom, dan untuk membandingkan keelektronegatifan atom dalam setiap elemen, skala di mana nilai relatif keelektronegatifan berada. Skala ini disebut “skala Pauling”. Menurut skala ini, nilai elektronegativitas tertinggi yang dimiliki sebuah atom adalah 4,0 dan nilai terendahnya adalah 0,7. Keelektronegatifan atom lain diberi nilai mengingat kemampuannya menarik elektron. Elektronegativitas menyebabkan ikatan antara dua atom menjadi polar. Jika satu atom lebih elektronegatif daripada atom lainnya, atom dengan elektronegativitas yang lebih tinggi dapat menarik elektron ikatan. Hal ini menyebabkan atom lainnya memiliki muatan parsial positif karena kurangnya elektron di sekitarnya.

1. Elektronegativitas Pauling
        Pauling pertama kali mengajukan ide elektronegativitas pada tahun 1932 sebagai penjelasan dari fenomena bertambah kuatnya ikatan kovalen antar dua atom berbeda (A–B) dari yang diperkirakan dengan mengambil kecakapan rata-rata ikatan A–A dan B–B. Menurut teori ikatan valensi , "stabilisasi tambahan" dari ikatan heteronuklir ini disebabkan oleh kontribusi bentuk kanonis ion untuk ikatan.
Perbedaan elektronegativitas antara dua atom A dan B dapat dihitung dengan:

X_A – X_B = (eV)^-1/2 √E_d(AB) – ((E_d (AA) + E_d (BB) ))/2

        Dengan Energi disosiasi (Ed) ikatan A–B, A–A dan B–B diekspresikan dalam elektronvolt . Faktor (eV)^−½ disisipkan untuk membuat harga 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 sebab hanya perbedaan elektronegativitas yang dapat dihitung, kita perlu menentukan pilihan sebuah titik acuan untuk membangun skala. Hidrogen dibentuk menjadi acuan sebab ia membuat bentuk ikatan kovalen dengan hampir semua unsur. Harga elektronegativitasnya pertama kali diputuskan sebagai 2,1, namun selanjutnya direvis dibentuk menjadi 2,20. Selain itu, kita juga perlu memutuskan unsur manakah (dari dua unsur) yang memiliki elektronegativitas bertambah agung. Pemutusan ini dapat dilangsungkan dengan memakai "intuisi kimia", misalnya pada hidrogen bromida yang terlarut dalam cairan membuat bentuk H+ dan Br−, kita dapat berasumsi bahwa bromin bertambah elektronegatif daripada hidrogen.
        Untuk menghitung elektronegativitas Pauling sebuah unsur, kita memerlukan data energi disosiasi dari paling sedikit dua jenis ikatan kovalen yang dibentuk bentuk oleh unsur tersebut. Allred memutakhirkan harga elektronegativitas Pauling pada tahun 1961 dengan membawa data-data termodinamika. Nilai-nilai elektronegativitas Pauling yang direvisi inilah yang pada umumnya sering dipakai.
        Skala Pauling adalah skala yang dikenalkan pertama sekali tahun 1932, dan merupakan skala yang paling sering digunakan dalam pengukuran elektronegativitas suatu unsur. Fluor (unsur yang paling elektronegatif) diberikan skala Pauling dengan harga 4.0, dan harganya menurun sampai cesium dan fransium yang setidaknya hanya memiliki elektronegatifitas pada skala 0.7

Sumber : greateedu.co,id

       Unsur-unsur dalam periode yang sama dari kiri ke kanan, muatan inti atom makin bertambah sehingga gaya tarik inti ke elektron terluar bertambah. Akibatnya, jari-jari atom makin kecil, energi ionisasi makin besar, afinitas elektron makin besar (makin negatif), dan kecenderungan untuk menarik elektron makin besar. Potensial Ionisasi atau energi ionisasi adalah energi minimum yang diperlukan oleh suatu atom netral atau ion untuk melepas 1 buah elektron yang terikat paling luar dalam fase gas. Energi ionisasi dinyatakan dalam kJ mol^–1. Semakin kecil jari-jari atom, potensial ionisasinya cenderung semakin besar. Hal ini karena semakin kecil jari-jari atom, akan semakin kuat suatu elektron ditarik oleh inti atom sehingga diperlukan energi yang lebih besar untuk melepaskan elektron tersebut (Tatangsma, 2015).

2. Elektronegativitas R.Mulliken

        Mulliken mengajukan bahwa purata aritmetik dari energi ionisasi pertama dan afinitas elektron haruslah sebuah hitungan dari kecenderungan sebuah atom menarik elektron-elektron. Artinya tidak bergantung pada skala relatif sembarang, ia juga dikatakan sebagai elektronegativitas relatif, dengan satuan kilojoule per mol atau elektronvolt . Namun pada umumnya kita memakai transformasi linear untuk menerapkan transformasi harga absolut tersebut dibentuk menjadi harga yang bertambah mirip dengan harga Pauling. Untuk energi inonisasi dan afinitas elektron dalam elektronvolt,

X = 0,187 (E_i + E_ea) + 0,17

Dan untuk energi dalam kilojoule per mol,

X = (1,97 x 10^-3) (E_i + E_ea) + 0,19

Elektronegativitas Mulliken hanya dapat dihitung pada unsur-unsur yang afinitas elektronnya telah dikenal.

3. Elektronegativitas A.L Allerd dan E.G. Rochow
        Allred dan Rochow beranggapan bahwa elektronegativitas haruslah berhubungan dengan muatan sebuah elektron pada "permukaan" sebuah atom: semakin tinggi muatan per satuan lebar permukaan atom, semakin agung kecenderungan atom tersebut untuk menarik elektron-elektron. Muatan inti efektif, Z* yang terdapat pada elektron valensi dapat diperkirakan dengan memakai kaidah Slater. Sedangkan lebar permukaan atom pada sebuah molekul dapat dihitung dengan asumsi lebar ini proposional dengan kuadrat jari-jari kovalen (rcov). R cov memiliki satuan ångström,

X = 0,359 x Z_eff/r²_cov + 0,744

E. Orbital Molekul

Sumber :chemist-try.blogspot.com

        Teori orbital molekul menggambarkan ikatan kovalen melalui istilah orbital molekul yang dihasilkan dari interaksi orbital-orbital atom dari atom-atom yang berikatan dan yang terkait dengan molekul secara keseluruhan. Konstruksi orbital molekul dari orbital atom, bagian dalam pembentukan molekul. Separuh dari orbital molekul mempunyai energi yang lebih besar daripada energi orbital atom. Orbital yang dibentuk yaitu orbital molekul pengikatan (bonding) dan orbital molekul antiikatan (anti bonding). Elektron yang tidak mengambil bagian dalam pengikatan disebut elektron tidak berikatan (nonbonding) dan mempunyai energy yang sama dengan energy yang dimiliki atom-atom yang terpisah.
        Orbital atom yang mengambil bagian dalam pembentukan orbital molekul harus memenuhi persyaratan sebgai berikut:
1. Orbital atom yang membentuk orbital molekulm harus mempunyai energi yang dapat dibandingkan.
2. Fungsi gelombang dari masing-masing orbital atom harus bertumpang tindih dalam ruangan sebanyak mungkin..
3. Fungsi gelombang orbital atom harus mempunyai simetri yang relatif sama dengan sumbu molekul.
        Yang paling umum membentuk orbital molekul adalah σ (sigma) dan orbital π (pi). Orbital sigma simetris disekitar sumbu antarnuklir. Penampang tegak lurus terhadap sumbu nuklir (biasanya sumbu x) memberikan suatu bentuk elips. Ini terbentuk dari orbital s maupun dari p dan orbital d yang mempunyai telinga sepanjang sumbu antar nuklir. Orbital π terbentuk ketika orbital p pada setiap atom mengarah tegak lurus terhadap sumbu antarnuklir.

Daftar Pustaka

Marta, N. 2019. Energi Ionisasi: Pengertian Energi Ionisasi & Grafik Energi Ionisasi . https://www.utakatikotak.com/kongkow/detail/5856/-ENERGI-IONISASI-Pengertian-Energi-ionisasi-Grafik-Energi-ionisasi. (Diakses pada tanggal 23 September 2019).

Ratu. 2018. Muatan Inti Efektif, Jari-Jari Atom, Energi Ionisasi, Afinitas Elektron Dan Keelektronegatifan . https://ratukemalalaura.blogspot.com/2018/02/muatan-inti-efektif-jari-jari-atom.html. (Diakses pada tanggal 23 September 2019).

Sasrawan, H. 2013. Afinitas Elektron (Artikel Lengkap). https://hedisasrawan.blogspot.com/2013/05/afinitas-elektron-artikel-lengkap.html. (Diakses pada tanggal 23 September 2019).

Tatangsma. 2015. Pengertian Keelektronegatifan dan Skala Pauling. https://tatangsma.com/2015/07/pengertian-keelektronegatifan-dan-skala-pauling.html. (Diakses pada tanggal 23 September 2019).