Struktur atom-dan-spu1
Download as DOC, PDF0 likes2,191 views
Dokumen ini membahas perkembangan model atom, dimulai dari model Dalton hingga model atom modern yang berdasarkan teori mekanika kuantum. Setiap model atom memiliki kelebihan dan kelemahan yang berkontribusi pada pemahaman tentang struktur atom dan sistem periodik unsur. Selain itu, dibahas juga konsep-konsep seperti isotop, isobar, dan konfigurasi elektron yang penting dalam ilmu kimia.
Struktur atom-dan-spu1
- 1. BAB 3 STRUKTUR ATOM DAN SISTEM PERIODIK UNSUR A. STRUKTUR ATOM Perkembangan Model Atom : (Pelajari Buku Paket Kimia 1A halaman 121 sampai 126!) 1). Model Atom Dalton a) Atom digambarkan sebagai bola pejal yang sangat kecil. b) Atom merupakan BAGIAN TERKECIL DARI MATERI yang tidak dapat dipecah lagi. c) Atom suatu unsur sama memiliki sifat yang sama, sedangkan atom unsur berbeda, berlainan dalam massa dan sifatnya. d) Senyawa terbentuk jika atom bergabung satu sama lain. Atom-atom bergabung membentuk senyawa dengan perbandingan bilangan bulat dan sederhana. Misalnya air terdiri atom-atom hidrogen dan atom-atom oksigen e) Reaksi kimia merupakan pemisahan atau penggabungan atau penyusunan kembali dari atomatom, sehingga atom tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan . Gambar Model Atom Dalton Teori atom Dalton ditunjang oleh 2 hukum alam yaitu : 1. Hukum Kekekalan Massa (hukum Lavoisier) : massa zat sebelum dan sesudah reaksi adalah sama. 2. Hukum Perbandingan Tetap (hukum Proust) : perbandingan massa unsur-unsur yang menyusun suatu zat adalah tetap. Kelemahan Model Atom Dalton : Menurut teori atom Dalton nomor 5, tidak ada atom yang berubah akibat reaksi kimia. Kini ternyata dengan reaksi kimia nuklir, suatu atom dapat berubah menjadi atom lain. Contoh : 4 234 238 menerangkan suatu larutan dapat U Th + He menghantarkan arus listrik. Bagaimana 92 90 2 mungkin bola pejal dapat menghantarkan 4 1 14 17 N + He O + H arus listrik? padahal listrik adalah 8 1 7 2 elektron yang bergerak. Berarti ada Kelemahan partikel lain yang dapat menghantarkan Teori atom Dalton tidak dapat arus listrik Kelebihan Mulai membangkitkan minat terhadap penelitian mengenai model atom 2). Model Atom Thomson a) Setelah ditemukannya elektron oleh J.J Thomson, disusunlah model atom Thomson yang merupakan penyempurnaan dari model atom Dalton. b) Atom terdiri dari materi bermuatan positif dan di dalamnya tersebar elektron bagaikan kismis dalam roti kismis. "Atom merupakan bola pejal yang bermuatan positif dan didalamya tersebar muatan negatif elektron"
- 2. Kelebihan Membuktikan adanya partikel lain yang bermuatan negatif dalam atom. Berarti atom bukan merupakan bagian terkecil dari suatu unsur. Kelemahan Model Thomson ini tidak dapat menjelaskan susunan muatan positif dan negatif dalam bola atom tersebut. 3). Model Atom Rutherford a) Rutherford menemukan bukti bahwa dalam atom terdapat inti atom yang bermuatan positif, berukuran lebih kecil daripada ukuran atom tetapi massa atom hampir seluruhnya berasal dari massa intinya. b) Atom terdiri dari inti atom yang bermuatan positif dan berada pada pusat atom serta elektron bergerak melintasi inti (seperti planet dalam tata surya). c) Atom bukan merupakan bola pejal, karena hampir semua partikel alfa diteruskan d) Atom terdiri dari inti atom yang sangat kecil dan bermuatan positif, dikelilingi oleh elektron yang bermuatan negatif Kelemahan Model Atom Rutherford : Ketidakmampuan untuk menjelaskan mengapa elektron tidak jatuh ke inti atom akibat gaya tarik elektrostatis inti terhadap elektron. Menurut teori Maxwell, jika elektron sebagai partikel bermuatan mengitari inti yang memiliki muatan yang berlawanan maka lintasannya akan berbentuk spiral dan akan kehilangan tenaga/energi dalam bentuk radiasi sehingga akhirnya jatuh ke inti. Perhatikan Gambar Model Atom Rutherford dari Buku Paket Kimia 1A halaman 123! Kelebihan Membuat hipotesa bahwa atom tersusun dari inti atom dan elektron yang mengelilingi inti 4). Model Atom Niels Bohr • Model atomnya didasarkan pada teori kuantum untuk menjelaskan spektrum gas hidrogen. • Menurut Bohr, spektrum garis menunjukkan bahwa elektron hanya menempati tingkat-tingkat energi tertentu dalam atom. Penjelasan Bohr tentang atom hidrogen melibatkan gabungan antara teori klasik dari Rutherford dan teori kuantum dari Planck, diungkapkan dengan empat postulat, sebagai berikut: 1. Hanya ada seperangkat orbit tertentu yang diperbolehkan bagi satu elektron dalam atom hidrogen. Orbit ini dikenal sebagai keadaan gerak stasioner (menetap) elektron dan merupakan lintasan melingkar disekeliling inti. 2. Selama elektron berada dalam lintasan stasioner, energi elektron tetap sehingga tidak ada energi dalam bentuk radiasi yang dipancarkan maupun diserap. 3. Elektron hanya dapat berpindah dari satu lintasan stasioner ke lintasan stasioner lain. Pada peralihan ini, sejumlah energi tertentu terlibat, besarnya sesuai dengan persamaan planck, ΔE = hv. 4. Lintasan stasioner yang dibolehkan memilki besaran dengan sifat-sifat tertentu, terutama sifat yang disebut momentum sudut. Besarnya momentum sudut merupakan kelipatan dari h/2∏ atau nh/2∏, dengan n adalah bilangan bulat dan h tetapan planck. Menurut model atom bohr, elektron-elektron mengelilingi inti pada lintasan-lintasan tertentu yang disebut kulit elektron atau tingkat energi. Tingkat energi paling rendah adalah kulit elektron yang terletak paling dalam, semakin keluar semakin besar nomor kulitnya dan semakin tinggi tingkat energinya.
- 3. Kelebihan atom Bohr adalah bahwa atom terdiri dari beberapa kulit untuk tempat berpindahnya elektron. Kelemahan Model Atom Niels Bohr : 1. Hanya dapat menerangkan spektrum dari atom atau ion yang mengandung satu elektron dan tidak sesuai dengan spektrum atom atau ion yang berelektron banyak. 2. Tidak mampu menerangkan bahwa atom dapat membentuk molekul melalui ikatan kimia. 3. model atom ini adalah tidak dapat menjelaskan efek Zeeman dan efek Strack 5). Model Atom Modern Dikembangkan berdasarkan teori mekanika kuantum yang disebut mekanika gelombang; diprakarsai oleh 3 ahli : a) Louis Victor de Broglie Menyatakan bahwa materi mempunyai dualisme sifat yaitu sebagai materi dan sebagai gelombang. b) Werner Heisenberg Mengemukakan prinsip ketidakpastian untuk materi yang bersifat sebagai partikel dan gelombang. Jarak atau letak elektron-elektron yang mengelilingi inti hanya dapat ditentukan dengan kemungkinan – kemungkinan saja. c) Erwin Schrodinger (menyempurnakan model Atom Bohr) Berhasil menyusun persamaan gelombang untuk elektron dengan menggunakan prinsip mekanika gelombang. Elektron-elektron yang mengelilingi inti terdapat di dalam suatu orbital yaitu daerah 3 dimensi di sekitar inti dimana elektron dengan energi tertentu dapat ditemukan dengan kemungkinan terbesar. Orbit Orbital Gambar Perbedaan antara orbit dan orbital untuk elektron Orbital digambarkan sebagai awan elektron yaitu : bentuk-bentuk ruang dimana suatu elektron kemungkinan ditemukan. Semakin rapat awan elektron maka semakin besar kemungkinan elektron ditemukan dan sebaliknya. Daerah ruang di sekitar inti dengan kebolehjadian untuk mendapatkan elektron disebut orbital. Kelemahan Model Atom Modern Persamaan gelombang Schrodinger hanya dapat diterapkan secara eksak untuk partikel dalam kotak dan atom dengan elektron tunggal PARTIKEL DASAR PENYUSUN ATOM Massa Relatif thd proton Muatan Sesungguhnya Relatif thd proton Partikel Notasi Proton +1 p 1 1,67 x 10-24 g 1 sma 1,6 x 10-19 C +1 Neutron 1 n 0 1,67 x 10-24 g 1 sma 0 0 Elektron 0 e -1 9,11 x 10-28 g -1,6 x 10-19 C -1 Sesungguhnya 1 1836 sma Catatan : massa partikel dasar dinyatakan dalam satuan massa atom ( sma ). 1 sma = 1,66 x 10-24 gram NOMOR ATOM Menyatakan jumlah proton dalam atom.
- 4. Untuk atom netral, jumlah proton = jumlah elektron (nomor atom juga menyatakan jumlah elektron). Diberi simbol huruf Z Atom yang melepaskan elektron berubah menjadi ion positif, sebaliknya yang menerima elektron berubah menjadi ion negatif. Contoh : 19K Artinya ………….. NOMOR MASSA Menunjukkan jumlah proton dan neutron dalam inti atom. Proton dan neutron sebagai partikel penyusun inti atom disebut Nukleon. Jumlah nukleon dalam atom suatu unsur dinyatakan sebagai Nomor Massa (diberi lambang huruf A), sehingga : A = nomor massa = jumlah proton ( p ) + jumlah neutron ( n ) A = p+n=Z+n Penulisan atom tunggal dilengkapi dengan nomor atom di sebelah kiri bawah dan nomor massa di sebelah kiri atas dari lambang atom tersebut. Notasi semacam ini disebut dengan Nuklida. A Z = nomor atom Contoh : Z X 238 U Keterangan : 92 X = lambang atom A = nomor massa SUSUNAN ION Suatu atom dapat kehilangan/melepaskan elektron atau mendapat/menerima elektron tambahan. Atom yang kehilangan/melepaskan elektron, akan menjadi ion positif (kation). Atom yang mendapat/menerima elektron, akan menjadi ion negatif (anion). Dalam suatu Ion, yang berubah hanyalah jumlah elektron saja, sedangkan jumlah proton dan neutronnya tetap. Contoh : Spesi Proton Elektron Neutron Atom Na 11 11 12 + Ion Na 11 10 12 Ion Na − 11 12 12 Rumus umum untuk menghitung jumlah proton, neutron dan elektron : 1). Untuk nuklida atom 2). Untuk nuklida kation : A X y+ netral : : p=Z Z AX : p=Z e = Z – (+y) Z e=Z n = (A-Z) n = (A-Z) 3). Untuk nuklida anion : A X y− : p=Z Z e = Z – (-y) n = (A-Z) ISOTOP, ISOBAR DAN ISOTON 1). ISOTOP Adalah atom-atom dari unsur yang sama (mempunyai nomor atom yang sama) tetapi berbeda nomor massanya. Contoh : 12 C 6 13 C ; 14 C 6 6 ; 2). ISOBAR Adalah atom-atom dari unsur yang berbeda (mempunyai nomor atom berbeda) tetapi mempunyai nomor massa yang sama. Contoh : 14 N 7 14 C 6 dengan 3). ISOTON Adalah atom-atom dari unsur yang berbeda (mempunyai nomor atom berbeda) tetapi mempunyai jumlah neutron yang sama. Contoh : 32 S 16 31 P 15 dengan KONFIGURASI ELEKTRON Persebaran elektron dalam kulit-kulit atomnya disebut konfigurasi. Kulit atom yang pertama (yang paling dekat dengan inti) diberi lambang K, kulit ke-2 diberi lambang L dst.
- 5. Jumlah maksimum elektron pada setiap kulit memenuhi rumus 2n2 (n = nomor kulit). Contoh : Kulit K (n = 1) maksimum 2 x 12 = 2 elektron Kulit L (n = 2) maksimum 2 x 22 = 8 elektron Kulit M (n = 3) maksimum 2 x 32 = 18 elektron Kulit N (n = 4) maksimum 2 x 42 = 32 elektron Kulit O (n = 5) maksimum 2 x 52 = 50 elektron Catatan : Meskipun kulit O, P dan Q dapat menampung lebih dari 32 elektron, namun kenyataannya kulit-kulit tersebut belum pernah terisi penuh. Langkah-Langkah Penulisan Konfigurasi Elektron : 1. Kulit-kulit diisi mulai dari kulit K, kemudian L dst. 2. Khusus untuk golongan utama (golongan A) : Jumlah kulit = nomor periode Jumlah elektron valensi = nomor golongan 3. Jumlah maksimum elektron pada kulit terluar (elektron valensi) adalah 8. o Elektron valensi berperan pada pembentukan ikatan antar atom dalam membentuk suatu senyawa. o Sifat kimia suatu unsur ditentukan juga oleh elektron valensinya. Oleh karena itu, unsur-unsur yang memiliki elektron valensi sama, akan memiliki sifat kimia yang mirip. Contoh : Unsur Nomor Atom K L M N O He 2 2 Li 3 2 1 Ar 18 2 8 8 Ca 20 2 8 8 2 Sr 38 2 8 18 8 2 Perhatikan Tabel 3.3 Catatan : • Konfigurasi elektron untuk unsur-unsur golongan B (golongan transisi) sedikit berbeda dari golongan A (golongan utama). • Elektron tambahan tidak mengisi kulit terluar, tetapi mengisi kulit ke-2 terluar; sedemikian sehingga kulit ke-2 terluar itu berisi 18 elektron. Contoh : Unsur Nomor Atom K L M N Sc 21 2 8 9 2 Ti 22 2 8 10 2 Mn 25 2 8 13 2 Zn 30 2 8 18 2 Pengisian elektron dalam orbital-orbital memenuhi beberapa peraturan. antara lain: 1. Prinsip Aufbau : elektron-elektron mulai mengisi orbital dengan tingkat energi terendah dan seterusnya. Orbital yang memenuhi tingkat energi yang paling rendah adalah 1s dilanjutkan dengan 2s, 2p, 3s, 3p, dan seterusnya dan untuk mempermudah dibuat diagram sebagai berikut: Contoh pengisian elektron-elektron dalam orbital beberapa unsur: Atom H : mempunyai 1 elektron, konfigurasinya 1s1 Atom C : mempunyai 6 elektron, konfigurasinya 1s2 2s2 2p2 Atom K : mempunyai 19 elektron, konfigurasinya 1s2 2s2 2p6 3S2 3p6 4s1 2. Prinsip Pauli : tidak mungkin di dalam atom terdapat 2 elektron dengan keempat bilangan kuantum yang sama. Hal ini berarti, bila ada dua elektron yang mempunyai bilangan kuantum utama, azimuth dan magnetik yang sama, maka bilangan kuantum spinnya harus berlawanan.
- 6. 3. Prinsip Hund : cara pengisian elektron dalam orbital pada suatu sub kulit ialah bahwa elektron-elektron tidak membentuk pasangan elektron sebelum masing-masing orbital terisi dengan sebuah elektron. - Atom C dengan nomor atom 6, berarti memiliki 6 elektron dan cara Pengisian orbitalnya adalah: MASSA ATOM RELATIF (Ar) Adalah perbandingan massa antar atom yang 1 terhadap atom yang lainnya. Pada umumnya, unsur terdiri dari beberapa isotop maka pada penetapan massa atom relatif (Ar) digunakan massa rata-rata dari isotop-isotopnya. Menurut IUPAC, sebagai pembanding digunakan atom C-12 yaitu 1 12 dari massa 1 atom C-12; sehingga dirumuskan : massa rata − rata 1 atom unsur X 1 Ar unsur X = ……………………(1) massa 1 atom C −12 12 1 Karena : 12 Ar unsur X = • • • • massa 1 atom C-12 = 1 sma ; maka : massa rata −rata 1 atom unsur X 1 sma ……………………(2) MASSA MOLEKUL RELATIF (Mr) Adalah perbandingan massa antara suatu molekul dengan suatu standar. Besarnya massa molekul relatif (Mr) suatu zat = jumlah massa atom relatif (Ar) dari atom-atom penyusun molekul zat tersebut. Khusus untuk senyawa ion digunakan istilah Massa Rumus Relatif (Mr) karena senyawa ion tidak terdiri atas molekul. Mr = Σ Ar Contoh : Diketahui : massa atom relatif (Ar) H = 1; C = 12; N = 14 dan O = 16. Berapa massa molekul relatif (Mr) dari CO(NH 2)2 Jawab : Mr CO(NH2)2 = (1 x Ar C) + (1 x Ar O) + (2 x Ar N) + (4 x Ar H) = (1 x 12) + (1 x 16) + (2 x 14) + (4 x 1) = 60
- 7. B. PERKEMBANGAN SISTEM PERIODIK UNSUR 1). Hukum Triade Dobereiner Dikemukakan oleh Johan Wolfgang Dobereiner (Jerman). Unsur-unsur dikelompokkan ke dalam kelompok tiga unsur yang disebut Triade. Dasarnya : kemiripan sifat fisika dan kimia dari unsur-unsur tersebut. Jenis Triade : a. Triade Litium (Li), Natrium (Na) dan Kalium (K) Unsur Massa Atom Wujud Li, Kalsium (Ca) 6,94 40 Padat Na, stronsium(Sr) 22,99 88 Padat K, Barium(Ba) 39,10 137 Padat Massa Atom Na (Ar Na) = 6,94 + 39,10 2 = (Salt Formers) Rata UnSur At = 40 + 137 =88(Alkali Formers) 23,02 2 b. Triade Kalsium (Ca), Stronsium (Sr) dan Barium (Ba) c. Triade Klor (Cl), Brom (Br) dan Iod (I) Kelemahan dari teori ini adalah pengelompokan unsur ini kurang efisian dengan adanya beberapa unsur lain dan tidak termasuk dalam kelompok triad padahal sifatnya sama dengan unsur dalam kelompok triefd tersebut. Kelebihan dari teori ini adalah adanya keteraturan setiap unsure yang sifatnya mirip massa Atom (Ar) unsure yang kedua (tengah) merupakan massa atom rata-rata di massa atom unsure pertama dan ketiga. 2). Hukum Oktaf Newlands Dikemukakan oleh John Newlands (Inggris). Unsur-unsur dikelompokkan berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya (Ar).
- 8. Unsur ke-8 memiliki sifat kimia mirip dengan unsur pertama; unsur ke-9 memiliki sifat yang mirip dengan unsur ke-2 dst. Sifat-sifat unsur yang ditemukan berkala atau periodik setelah 8 unsur disebut Hukum Oktaf. H Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl K Ca Cr Ti Mn Fe Co&Ni Cu Zn Y In As Se Br Rb Sr Ce&La Zr Di&Mo Ro&Ru Pd Ag Cd U Sn Sb Te I Cs Ba,V Ta W Nb Au Pt. Ir Tl Pb Th Hg Bi Os Berdasarkan Daftar Oktaf Newlands di atas; unsur H, F dan Cl mempunyai kemiripan sifat. Kelemahan dari teori ini adalah dalam kenyataanya mesih di ketemukan beberapa oktaf yang isinya lebih dari delapan unsur. Dan penggolonganya ini tidak cocok untuk unsur yang massa atomnya sangat besar. 3). Sistem Periodik Mendeleev (Sistem Periodik Pendek) Dua ahli kimia, Lothar Meyer (Jerman) dan Dmitri Ivanovich Mendeleev (Rusia) berdasarkan pada prinsip dari Newlands, melakukan penggolongan unsur. Lothar Meyer lebih mengutamakan sifat-sifat kimia unsur sedangkan Mendeleev lebih mengutamakan kenaikan massa atom. Menurut Mendeleev : sifat-sifat unsur adalah fungsi periodik dari massa atom relatifnya. Artinya : jika unsur-unsur disusun menurut kenaikan massa atom relatifnya, maka sifat tertentu akan berulang secara periodik. Unsur-unsur yang memiliki sifat-sifat serupa ditempatkan pada satu lajur tegak, disebut Golongan. Sedangkan lajur horizontal, untuk unsur-unsur berdasarkan pada kenaikan massa atom relatifnya dan disebut Periode. Kelemahan dari teori ini adalah masih terdapat unsur-unsur yang massanya lebih besar letaknya di depan unsur yang massanya lebih kecil. kelebihannya adalah peramalan unsur baru yakni meramalkan unsur beseerta sifat-sifatnya. 4). Sistem Periodik Modern (Sistem Periodik Panjang) • Dikemukakan oleh Henry G Moseley, yang berpendapat bahwa sifat-sifat unsur merupakan fungsi periodik dari nomor atomnya. • Artinya : sifat dasar suatu unsur ditentukan oleh nomor atomnya bukan oleh massa atom relatifnya (Ar). C. PERIODE DAN GOLONGAN DALAM SPU MODERN 1). Periode o Adalah lajur-lajur horizontal pada tabel periodik. o SPU Modern terdiri atas 7 periode. Tiap-tiap periode menyatakan jumlah/banyaknya kulit atom unsur-unsur yang menempati periode-periode tersebut. Jadi : Nomor Periode = Jumlah Kulit Atom Unsur-unsur yang memiliki 1 kulit (kulit K saja) terletak pada periode 1 (baris 1), unsur-unsur yang memiliki 2 kulit (kulit K dan L) terletak pada periode ke-2 dst. Contoh : :2,7 periode ke-2 9F :2,8,2 periode ke-3 12Mg : 2 , 8 , 18 , 3 periode ke-4 31Ga Catatan : a) Periode 1, 2 dan 3 disebut periode pendek karena berisi relatif sedikit unsur. b) Periode 4 dan seterusnya disebut periode panjang. c) Periode 7 disebut periode belum lengkap karena belum sampai ke golongan VIII A. d) Untuk mengetahui nomor periode suatu unsur berdasarkan nomor atomnya, Anda hanya perlu mengetahui nomor atom unsur yang memulai setiap periode. o 2). Golongan
- 9. Sistem periodik terdiri atas 18 kolom vertikal yang terbagi menjadi 8 golongan utama (golongan A) dan 8 golongan transisi (golongan B). Unsur-unsur yang mempunyai elektron valensi sama ditempatkan pada golongan yang sama. Untuk unsur-unsur golongan A sesuai dengan letaknya dalam sistem periodik : Nomor Golongan = Jumlah Elektron Valensi Unsur-unsur golongan A mempunyai nama lain yaitu : a. Golongan IA = golongan Alkali b. Golongan IIA = golongan Alkali Tanah c. Golongan IIIA = golongan Boron d. Golongan IVA = golongan Karbon e. Golongan VA = golongan Nitrogen f. Golongan VIA = golongan Oksigen g. Golongan VIIA = golongan Halida / Halogen h. Golongan VIIIA = golongan Gas Mulia D. SIFAT-SIFAT PERIODIK UNSUR Meliputi : 1). Jari-Jari Atom Adalah jarak dari inti atom sampai ke elektron di kulit terluar. Besarnya jari-jari atom dipengaruhi oleh besarnya nomor atom unsur tersebut. Semakin besar nomor atom unsur-unsur segolongan, semakin banyak pula jumlah kulit elektronnya, sehingga semakin besar pula jari-jari atomnya. Jadi : dalam satu golongan (dari atas ke bawah), jari-jari atomnya semakin besar. Dalam satu periode (dari kiri ke kanan), nomor atomnya bertambah yang berarti semakin bertambahnya muatan inti, sedangkan jumlah kulit elektronnya tetap. Akibatnya tarikan inti terhadap elektron terluar makin besar pula, sehingga menyebabkan semakin kecilnya jari-jari atom. Jadi : dalam satu periode (dari kiri ke kanan), jari-jari atomnya semakin kecil. 2). Energi Ionisasi Adalah energi minimum yang diperlukan atom netral dalam bentuk gas untuk melepaskan satu elektron membentuk ion bermuatan +1. Jika atom tersebut melepaskan elektronnya yang ke-2 maka akan diperlukan energi yang lebih besar (disebut energi ionisasi kedua), dst. EI 1< EI 2 < EI 3 dst Dalam satu golongan (dari atas ke bawah), EI semakin kecil karena jari-jari atom bertambah sehingga gaya tarik inti terhadap elektron terluar semakin kecil. Akibatnya elektron terluar semakin mudah untuk dilepaskan. Dalam satu periode (dari kiri ke kanan), EI semakin besar karena jari-jari atom semakin kecil sehingga gaya tarik inti terhadap elektron terluar semakin besar/kuat. Akibatnya elektron terluar semakin sulit untuk dilepaskan. 3). Afinitas Elektron o Adalah energi yang dilepaskan atau diserap oleh atom netral dalam bentuk gas apabila menerima sebuah elektron untuk membentuk ion negatif. o Semakin negatif harga afinitas elektron, semakin mudah atom tersebut menerima/menarik elektron dan semakin reaktif pula unsurnya. o Afinitas elektron bukanlah kebalikan dari energi ionisasi. o Dalam satu golongan (dari atas ke bawah), harga afinitas elektronnya semakin kecil. o Dalam satu periode (dari kiri ke kanan), harga afinitas elektronnya semakin besar. o Unsur golongan utama memiliki afinitas elektron bertanda negatif, kecuali golongan IIA dan VIIIA. o Afinitas elektron terbesar dimiliki golongan VIIA. 4). Keelektronegatifan • Adalah kemampuan suatu unsur untuk menarik elektron dalam molekul suatu senyawa (dalam ikatannya).
- 10. • • • • • Diukur dengan menggunakan skala Pauling yang besarnya antara 0,7 (keelektronegatifan Cs) sampai 4 (keelektronegatifan F). Unsur yang mempunyai harga keelektronegatifan besar, cenderung menerima elektron dan akan membentuk ion negatif. Unsur yang mempunyai harga keelektronegatifan kecil, cenderung melepaskan elektron dan akan membentuk ion positif. Dalam satu golongan (dari atas ke bawah), harga keelektronegatifan semakin kecil. Dalam satu periode (dari kiri ke kanan), harga keelektronegatifan semakin besar.