Halaman ini menjelaskan apa yang dimaksud dengan energi ionisasi
pertama, dan kemudian mengamati kecenderungannya pada tabel periodik –
dalam satu periode dan golongan. Anda dianggap telah memahami tentang
orbital atom sederhana, dan dapat menuliskan struktur elektron untuk
atom yang sederhana.
Mendefinisikan energi ionisasi pertama
Definisi
Energi
ionisasi pertama merupakan energi yang diperlukan untuk melepaskan
elektron terluar (paling mudah lepas) dari satu mol atom dalam wujud gas
untuk menghasilkan satu mol ion gas dengan muatan 1+.
Hal ini lebih mudah dipahami dalam bentuk simbol.
Pada
penggambaran di atas, energi ionisasi pertama diartikan sebagai energi
yang dibutuhkan untuk menghasilkan perubahan per mol X.
Yang perlu diperhatikan pada persamaan di atas
Simbol wujud zat – (g) – penting. Pada saat anda membahas energi ionisasi, unsurnya harus dalam wujud gas.
Energi ionisasi dinyatakan dalam kJ mol
-1 (kilojoules per mole). Nilainya bervariasi dari 381 (yang sangat rendah) hingga 2370 (yang sangat tinggi).
Semua
unsur memiliki energi ionisasi pertama – bahkan atom yang tidak
membentuk ion positif pada tabung reaksi. Helium (E.I pertama = 2370 kJ
mol
-1) secara normal tidak membentuk ion positif karena besarnya energi yang diperlukan untuk melepaskan satu elektron.
Pola energi ionisasi pertama pada tabel periodik
20 unsur pertama
Energi ionisasi pertama menunjukkan
periodicity.
Itu artinya bahwa energi ionisasi bervarisi dalam suatu pengulangan
jika anda bergerak sepanjang tabel periodik. Sebagai contoh, lihatlah
pola dari Li ke Ne, dan kemudian bandingkan dengan pola yang sama dari
Na ke Ar.
Variasi pada energi ionisasi pertama ini dapat dijelaskan melalui struktur dari atom yang terlibat.
Faktor yang mempengaruhi energi ionisasi
Energi
ionisasi merupakan ukuran energi yang diperlukan untuk menarik elektron
tertentu dari tarikan inti. Energi ionisasi yang tinggi menunjukkan
tarikan antara elektron dan inti yang kuat.
Besarnya tarikan dipengaruhi oleh:
Muatan inti
Makin banyak proton dalam inti, makin positif muatan inti, dan makin kuat tarikannya terhadap elektron.
Jarak elektron dari inti
Jarak
dapat mengurangi tarikan inti dengan cepat. Elektron yang dekat dengan
inti akan ditarik lebih kuat daripada yang lebih jauh.
Jumlah elektron yang berada diantara elektron terluar dan inti
Perhatikan
atom natrium, dengan struktur elektron 2, 8, 1 (tak ada alasan mengapa
anda tak dapat menggunakan notasi ini jika ini sangat membantu!)
ika
elektron terluar mengarah ke inti, tidak akan terlihat oleh inti dengan
jelas. Antara elektron terluar dan inti ada dua lapis elektron pada
tingkat pertama dan kedua. Pengaruh 11 proton pada inti natrium
berkurang oleh adanya 10 elektron yang lebih dalam. Oleh karena itu
elektron terluar hanya merasakan tarikan bersih kira-kira 1+ dari pusat.
Pengurangan tarikan inti terhadap elektron yang lebih dalam disebut
dengan
penyaringan (screening) atau
perlindunga (shielding).
Apakah elektron berdiri sendiri dalam suatu orbital atau berpasangan dengan elektron lain
Dua
elektron pada orbital yang sama mengalami sedikit tolakan satu sama
lain. Hal ini mengurangi tarikan inti, sehingga el ektron yang
berpasangan dapat dilepaskan dengan lebih mudah dari yang anda
perkirakan.
Menjelaskan pola pada sebagian unsur-unsur pertama
Hidrogen memiliki struktur elektron 1s
1.
Merupakan atom yang sangat kecil, dan elektron tunggalnya dekat dengan
inti sehingga dapat tertarik dengan kuat. Tidak ada elektron yang
menyaring tarikan dari inti sehingga energi ionisasinya tinggi (1310 kJ
mol
-1).
Helium memiliki struktur 1s
2.
Elektron dilepaskan dari orbital yang sama seperti pada contoh
hidrogen. Elektronnya dekat dengan inti dan tidak tersaring. Energi
ionisasinya (2370 kJ mol
-1) lebih besar dari hidrogen, karena elektronnya ditarik oleh dua proton pada inti, bukan satu seperti pada hidrogen.
Litium memiliki struktur 1s
22s
1.
Elektron terluarnya berada pada tingkat energi kedua, lebih jauh dari
inti. Anda mungkin berpendapat akan lebih dekat dengan adanya tambahan
proton pada inti, tetapi elektron tidak mengalami tarikan yang penuh
dari inti – tersaring oleh elektron 1s
2.
Anda dapat membayangkan elektron seperti merasakan tarikan bersih +1 dari pusat (3 proton dikurangi oleh dua elektron 1s
2 electrons).
Jika
anda membandingkan litium dengan hidrogen (bukan dengan helium),
elektron hidrogen juga mengalami tarikan 1+ dari inti, tetapi pada
litium jaraknya lebih jauh. Energi ionisasi pertama litium turun menjadi
519 kJ mol
-1 sedangkan hidrogen 1310 kJ mol
-1.
Pola pada periode 2 dan 3
Membahas
17 atom pada saat bersamaan akan memakan waktu. Kita dapat melakukannya
dengan lebih terarah dengan menjelaskan kecenderungan utama pada dua
periode ini, dan kemudian menjelaskan pengecualian yang ada.
Secara umum pola pada kedua periode sama – perbedaannya energi ionisasi periode ketiga lebih rendah daripada periode kedua.
Menjelaskan kecenderungan umum pada periode 2 dan 3
Kecenderungan yang umum adalah energi ionisasi meningkat dalam satu periode dari kiri ke kanan.
Pada
semua unsur periode 2, elektron terluar berada pada orbital tingkat 2 –
2s atau 2p. Semuanya memiliki jarak yang sama dari inti, dan tersaring
oleh elektron 1s
2.
Perbedaan pentingnya adalah terjadi
kenaikan jumlah proton pada inti dari litium sampai neon. Hal itu
menyebabkan makin kuatnya tarikan inti terhadap elektron sehingga
menaikkan energi ionisasi. Pada kenyataannya kenaikan muatan inti
menyebabkan elektron terluar lebih dekat ke inti. Kenaikan energi
ionisasi itu berada dalam satu periode.
Pada periode 3, kecenderungannya sama. Semua elektron yang dilepaskan berada pada tingkat ketiga dan tersaring oleh elektron 1s
22s
22p
6. Semuanya memiliki lingkungan yang sama, tetapi muatan intinya makin meningkat.
Mengapa terjadi penurunan antara golongan 2 dan 3 (Be-B dan Mg-Al)?
Penjelasannya
didasarkan pada struktur boron dan aluminium. Elektron terluar kedua
atom ini lebih mudah dilepaskan dibandingkan dengan kecenderungan umum
pada atom-atom periode 2 dan 3 lainnya.
| Be | | 1s22s2 | | E. I. pertama = 900 kJ mol-1 |
| B | | 1s22s22px1 | | E. I. pertama = 799 kJ mol-1 |
Anda
mungkin mengharapkan energi ionisasi boron lebih besar dari berilium
karena adanya tambahan proton. Pada kenyataannya elektron terluar boron
berada pada orbital 2p bukan pada 2s. Orbital 2p memiliki energi yang
sedikit lebih tinggi daripada orbital 2s, dan elektronnya, rata-rata,
berada lebih jauh dari inti. Hal ini memberikan dua pengaruh.
- Bertambahnya jarak menghasilkan berkurangnya tarikan inti sehingga mengurangi energi ionisasi
- Orbital 2p tidak hanya disaring oleh elektron 1s2 tetapi, sedikit, juga oleh elektron 2s2. Hal itu juga mengurangi tarikan dari inti sehingga energi ionisasinya lebih rendah.
Penjelasan
terhadap turunnya energi ionisasi antara magnesium dan aluminium sama,
hanya saja terjadi pada tingkat ke-3 bukan tingkat ke-2.
| Mg | | 1s22s22p63s2 | | E. I. pertama = 736 kJ mol-1 |
| Al | | 1s22s22p63s23px1 | | E. I. pertama = 577 kJ mol-1 |
Elektron 3p pada aluminium sedikit lebih jauh dari inti dibandingkan 3s, dan sebagian tersaring oleh elektron 3s
2 sebagai elektron yang lebih dalam. Kedua faktor ini mengurangi pengaruh bertambahnya proton.
Mengapa terjadi penurunan diantara golongan 5 dan 6 (N-O dan P-S)?
Sekali
lagi, anda mungkin mengharapkan energi ionisasi unsur golongan 6 akan
lebih tinggi daripada golongan 5 karena adanya tambahan proton. Apa yang
terjadi?
| N | | 1s22s22px12py12pz1 | | E. I. pertama = 1400 kJ mol-1 |
| O | | 1s22s22px22py12pz1 | | E. I. Pertama = 1310 kJ mol-1 |
Penyaringannya sama (oleh 1s
2 dan, sedikit, oleh elektron 2s
2), dan elektron dilepaskan dari orbital yang sama.
Perbedaannya adalah pada oksigen elektron dilepaskan dari salah satu pasangan 2p
x2.
Adanya tolakan antara dua elektron pada orbital yang sama menyebabkan
elektron tersebut lebih mudah dilepaskan dibandingkan yang lain.
Penurunan energi ionisasi pada sulfur dijelaskan dengan cara yang sama.
Kecenderungan turunnya energi ionisasi dalam satu golongan
Jika
anda bergerak ke bawah dalam satu golongan pada tabel period ik, energi
ionisasi secara umum akan menurun. Anda telah melihat bukti untuk hal
ini bahwa energi ionisasi pada periode 3 lebih rendah dari periode 2.
Sebagai contoh pada golongan 1:
Mengapa energi ionisasi natrium lebih rendah dari litium?
Pada
atom natrium terdapat 11 proton, tetapi pada atom litium hanya 3. Jadi
muatan inti natrium lebih besar. Anda mungkin memperkirakan energi
ionisasi natrium lebih besar, tetapi kenaikan muatan inti tidak dapat
mengimbangi jarak elektron dari inti yang makin jauh dan lebih
tersaring.
| Li | | 1s22s1 | | E. I. pertama = 519 kJ mol-1 |
| Na | | 1s22s22p63s1 | | E. I. pertama = 494 kJ mol-1 |
Elektron terluar litium berada pada tingkat kedua, dan hanya memiliki elektron 1s
2 yang menyaringnya. Elektron 2s
1 mengalami tarikan dari 3 proton dan disaring oleh 2 elektron – tarikan bersih dari pusat adalah +1.
Elektron
terluar natrium berada pada tingkat 3, dan terhalangi dari 11 proton
pada inti oleh 10 elektron yang berada lebih dalam. Elektron 3s
1
juga mengalami tarikan bersih 1+ dari pusat atom. Faktor yang tersisa
hanyalah jarak tambahan antara elektron terluar dan inti pada natrium.
Sehingga energi ionisasi natrium lebih rendah.
Penjelasan yang sama berlaku jika anda bergerak ke bawah pada unsur lain pada golongan tersebut, atau, pada golongan yang lain.
Kecenderungan energi ionisasi pada golongan transisi
Selain seng pada bagian akhir, energi ionisasi semua unsur relatif sama.
Semua unsur memiliki struktur elektron [Ar]3d
n4s
2 (or 4s
1 pada kromium dan tembaga). Elektron yang terlepas selalu dari orbital 4s.
Jika
anda bergerak dari kiri ke kanan, dari satu atom ke atom lainnya dalam
deretan golongan transisi, jumlah proton pada inti meningkat, elektron
pada 3d juga bertambah. Elektron 3d mengalami beberapa pengaruh
penyaringan, proton tambahan dan elektron 3d tambahan dapat menambah
atau mengurangi pengaruh tarikan dari pusat atom yang diamati.
Kenaikan pada seng mudah untuk dijelaskan.
| Cu | | [Ar]3d104s1 | | E. I. pertama = 745 kJ mol-1 |
| Zn | | [Ar]3d104s2 | | E. I. pertama = 908 kJ mol-1 |
Pada
contoh di atas, elektron yang dilepaskan berasal dari orbital yang
sama, dengan penyaringan yang sama, tetapi seng memiliki satu tambahan
proton pada inti sehingga daya tariknya lebih besar. Pada seng terdapat
tolakan antar pasangan elektron orbital 4s, tetapi pada kasus ini
tolakannya tidak cukup untuk mengimbangi pengaruh bertambahnya proton.
Energi ionisasi dan reaktivitas
Pada energi ionisasi yang lebih rendah, perubahan ini lebih mudah terjadi:
Anda
dapat menjelaskan kenaikan reaktivitas logam golongan 1(Li, Na, K, Rb,
Cs) dari atas ke bawah dalam satu golongan karena turunnya energi
ionisasi. Bereaksi dengan apapun, logam-logam tersebut akan membentuk
ion positif, dengan energi ionisasi yang lebih rendah, ion lebih mudah
terbentuk.
Bahaya dari pendekatan ini adalah pembentukan ion positif terjadi hanya satu tahap dalam beberapa langkah proses.
Sebagai
contoh, anda tidak mungkin memulai dengan atom gas; tidak juga
mengakhirinya dengan gas ion positif – anda akan mengakhiri dengan ion
dalam padatan atau larutan. Perubahan energi pada proses ini juga
bervariasi dari satu unsur ke unsur lainnya. Secara ideal anda perlu
mempertimbangkan semua hal dan tidak hanya mengambil sebagian saja.
Namun
demikian, energi ionisasi unsur merupakan faktor utama yang berperan
dalam energi aktivasi suatu reaksi. Ingat bahwa energi aktivasi
merupakan energi minimum yang diperlukan sebelum reaksi berlangsung.
Dengan energi aktivasi yang lebih rendah, reaksi akan lebih cepat –
tanpa mengabaikan seluruh energi yang berubah pada reaksi tersebut.
Penurunan
energi ionisasi dari atas ke bawah dalam satu golongan akan menyebabkan
energi aktivasi lebih rendah dan reaksi menjadi lebih cepat.
