Elektron valensi

Dari Wikipedia bahasa Indonesia, ensiklopedia bebas
Lompat ke: navigasi, cari
Empat ikatan kovalen. Karbon memiliki empat elektron valensi sehingga valensinya adalah empat. Masing-masing atom hidrogen memiliki satu elektron valensi dan disebut univalen.

Dalam ilmu kimia, elektron valensi adalah elektron pada kelopak terluar yang terhubung dengan suatu atom, dan dapat berpartisipasi dalam pembentukan ikatan kimia jika kelopak terluar belum penuh. Dalam ikatan kovalen tunggal, kedua atom yang berikatan menymbangkan satu elektron valensi untuk membentuk pasangan bersama. Kehadiran elektron valensi dapat menentukan sifat kimia unsur, seperti valensinya—yang menentukan apakah dapat berikatan dengan unsur lain dan, jika dapat, seberapa cepat dan seberapa banyak ia dapat berikatan. Untuk unsur golongan utama, elektron valensi hanya dapat ada di kelopak elektron terluar; pada logam transisi, elektron valensi dapat juga berada di kelopak dalam.

Sebuah atom dengan kelopak elektron valensi tertutup (sesuai dengan konfigurasi elektron s2p6) cenderung bersifat lembam secara kimia. Atom dengan satu atau dua elektron valensi lebih banyak daripada yang dibutuhkan untuk kelopak "tertutup" sangat reaktif karena alasan berikut:

  1. ia memerlukan energi yang relatif rendah (dibandingkan energi kisi (en)) untuk menghilangkan elektron valensi membentuk ion positif.
  2. karena kecenderungannya untuk mendapatkan maupun menghilangkan elektron valensi (sehingga membentuk ion negatif), atau untuk berbagi elektron valensi (membentuk ikatan kovalen).

Serupa dengan elektron pada kelopak bagian dalam, elektron valensi memiliki kemampuan untuk menyerap maupun melepaskan energi dalam bentuk foton. Penyerapan energi dapat memicu elektron untuk berpindah (melompat) ke kelopak yang lebih luar; hal ini dikenal sebagai eksitasi atom. Atau elektron dapat terlepas dari kelopak valensinya meninggalkan atom; ini yang disebut sebagai ionisasi membentuk ion positif. Ketika elektron kehilangan energinya (yang menyebabkan emisi foton), ia dapat berpindah ke kelopak bagian dalam yang belum terisi penuh.

Tingkat energi valensi sesuai dengan bilangan kuantum utama (n = 1, 2, 3, 4, 5, ...) atau diberi label alfabetis dengan huruf yang digunakan dalam notasi sinar-X (K, L, M, ...).

Jumlah elektron valensi[sunting | sunting sumber]

Jumlah elektron valensi suatu unsur dapat ditentukan berdasarkan golongan tabel periodik (kolom vertikal) di mana unsur tersebut dikategorikan. Selain golongan 3–12 (logam transisi), unit digit nomor golongan menandakan jumlah elektron valensi yang terkait dengan atom netral suatu unsur yang terdafatar dalam kolom tersebut.

The periodic table of the chemical elements
Golongan tabel periodik Elektron valensi
Golongan 1 (I) (logam alkali) 1
Golongan 2 (II) (logam alkali tanah) 2
Glongan 3-12 (logam transisi) 3–12*
Golongan 13 (III) (golongan boron) 3
Golongan 14 (IV) (golongan karbon) 4
Golongan 15 (V) (pniktogen atau golongan nitrogen) 5
Golongan 16 (VI) (kalkogen atau golongan oksigen) 6
Golongan 17 (VII) (halogen) 7
Golongan 18 (VIII or 0) (gas mulia) 8**

* Terdiri dari elektron ns dan (n-1)d. Sebagai alternatif, digunakan hitungan elektron d (en).

** Kecuali helium, yang hanya memiliki dua elektron valensi.

Konfigurasi elektron[sunting | sunting sumber]

Elektron yang menentukan cara atom bereaksi kimia adalah yang memiliki jarak rata-rata paling jauh dari inti atom; yaitu, yang memiliki energi terbesar.

Untuk unsur golongan utama, elektron valensi didefinisikan sebagai elektron-elektron yang berada pada kelopak elektron dengan bilangan kuantum utama, n, tertinggi.[1] Oleh sebab itu, jumlah elektron valensi yang dimiliki suatu atom, sederhananya, bergantung pada konfigurasi elektronnya. Sebagai contoh, konfigurasi elektron fosforus (P) adalah 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 sehingga terdapat 5 elektron valensi (3s2 3p3), sesuai dengan valensi maksimum untuk P yaitu 5 seperti pada molekul PF5; konfigurasi ini jamak disingkat sebagai [Ne] 3s2 3p3, dengan [Ne] menunjukkan elektron utama yang konfigurasinya identik dengan gas mulia neon.

Namun, unsur transisi memiliki tingkat energi (n − 1)d yang sebagian terisi, yaitu sangat dekat dengan energi tingkat ns.[2] Berlawanan dengan unsur golongan utama, elektron valensi untuk logam transisi didefinisikan sebagai elektron yang berada di luar konfigurasi inti gas mulia.[3] Sehingga, secara umum elektron d pada logam transisi berperilaku sebagai elektron valensi meskipun mereka tidak berada pada kelopak valensi. Sebagai contoh, mangan (Mn) memiliki konfigurasi 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5; yang disingkat [Ar] 4s2 3d5, dengan [Ar] menandakan konfigurasi inti yang identik dengan gas mulia argon. Dalam atom ini, elektron 3d memiliki energi yang mirip dengan elektron 4s, dan lebih tinggi daripada elektron 3s atau 3p. Akibatnya, terdapat 7 elektron valensi (4s2 3d5) yang mungkin di luar inti seperti argon; ini konsisten dengan fakta kimia bahwa mangan dapat memiliki tingkat oksidasi hingga +7 (dalam ion permanganat: MnO4).

Semakin ke kanan dalam deret logam transisi, semakin rendah energi elektronnya dalam subkelopak d dan elektronnya semakin kurang bersifat sebagai elektron valensi. Oleh karena itu meskipun atom nikel secara prinsip memiliki sepuluh elektron valensi (4s2 3d8), keadaan oksidasinya tidak pernah lebih dari empat. Untuk seng, subkelopak 3d sudah lengkap dan berperilaku seperti elektron inti.

Oleh karena sulit memperkirakan jumlah elektron valensi yang berpartisipasi nyata dalam reaksi kimia, konsep elektron valensi kurang bermanfaat untuk logam transisi daripada unsur golongan utama; hitungan elektron d adalah panduan alternatif dalam memahami kimia logam transisi.

Reaksi kimia[sunting | sunting sumber]

Jumlah elektron dalam kelopak valensi terluar mengatur perilaku ikatannya. Oleh karena itu, unsur-unsur yang atomnya memiliki jumlah elektron valensi yang sama dikelompokkan bersama dalam tabel periodik unsur kimia. Sesuai aturan umum, unsur golongan utama (kecuali hidrogen dan helium) cenderung bereaksi untuk membentuk kelopak tertutup, sesuai konfigurasi elektron s2p6. Kecenderungan ini disebut aturan oktet, karena masing-masing atom yang berikatan memiliki delapan elektron valensi termasuk elektron yang digunakan bersama.

Unsur logam yang paling reaktif adalah logam alkali Golongan 1 (misalnya, natrium atau kalium); hal ini karena atom golongan ini hanya memiliki elektron valensi tunggal; selama pembentukan ikatan ionik yang menyediakan energi ionisasi yang diperlukan, satu elektron valensi ini mudah sekali dilepaskan membentuk ion positif (kation) dengan kelopak tertutup (misalnya Na+ atau K+). Logam alkali tanah Golongan 2 (misalnya magnesium) kurang reaktif (dibandingkan logam alkali), karena masing-masing atom harus kehilangan dua elektron valensi untuk membentuk kation dengan kelopak tertutup (misalnya Mg2+).

Dalam masing-masing golongan (kolom tabel periodik) logam, semakin ke bawah reaktivitas semakin meningkat (dari unsur ringan ke unsur yang lebih berat), karena unsur yang lebih berat memiliki kelopak elektron lebih banyak daripada unsur yang lebih ringan; elektron valensi unsur yang lebih berat berada pada bilangan kuantum utama yang lebih tinggi (mereka lebih jauh dari inti atom, sehingga energi potensialnya juga lebih tinggi, yang berarti kurang terikat kuat).

Atom nonlogam cenderung untuk menarik elektron valensi tambahan agar kelopak valensinya terisi penuh; hal ini dapat dicapai melalui salah satu dari dua cara berikut: Sebuah atom dapat berbagi elektron dengan atom tetangganya (membentuk ikatan kovalen), atau menarik elektron dari atom lain (membentuk ikatan ionik). Unsur nonlogam yang paling reaktif adalah halogen (misalnya fluor (F) atau klorin (Cl)). Atom semacam ini memiliki konfigurasi elektron s2p5; ini hanya memerlukan satu elektron valensi tambahan untuk membentuk kelopak tertutup. Untuk membentuk ikatan ionik, atom halogen dapat menarik elektron dari atom lain membentuk suatu anion (misalnya, F, Cl, dll.). Untuk membentuk ikatan kovalen, satu elektron dari halogen dan satu elektron dari atom lain membentuk pasangan bersama (misalnya, dalam molekul H–F, garis mewakili elektron valensi yang digunakan bersama, satu dari H dan satu dari F).

Dalam setiap golongan nonlogam, semakin ke bawah (dari unsur ringan ke unsur berat) dalam tabel periodik, reaktivitas semakin menurun karena elektron valensi mengalami peningkatan energi secara progresif sehingga kurang terikat kuat. Faktanya, oksigen (unsur paling ringan dalam Golongan 16) adalah nonlogam paling reaktif setelah fluorin, meskipun oksigen tidak termasuk halogen, karena kelopak valensi halogen berada pada bilangan kuantum utama yang lebih tinggi.

Dalam kasus sederhana ini di mana aturan oktet dipatuhi, valensi suatu atom sama dengan jumlah elektron yang diperoleh, hilang, atau digunakan bersama untuk membentuk oktet yang stabil. Namun, banyak juga molekul yang menyimpang dari aturan oktet, sehingga valensinya tidak dapat didefinisikan dengan jelas.

Konduktivitas listrik[sunting | sunting sumber]

Elektron valensi juga bertanggung jawab terhadap konduktivitas listrik suatu unsur; akibatnya, unsur dapat diklasifikasikan sebagai logam, nonlogam, atau semikonduktor (atau metaloid).

Unsur logam umumnya memiliki konduktivitas listrik yang tinggi ketika berada dalam keadaan padat. Pada masing-masing baris tabel periodik, logam terletak di sebelah kiri nonlogam, sehingga logam memiliki lebih sedikit elektron valensi yang mungkin daripada nonlogam. Namun, elektron valensi atom logam memiliki energi ionisasi kecil, dan dalam keadaan padat elektron valensi ini relatif bebas meninggalkan satu atom untuk bergabung dengan atom lain di dekatnya. Elektron "bebas" semacam ini dapat dipindahkan di bawah pengaruh medan listrik, dan gerakannya mengandung arus listrik; ia bertanggung jawab terhadap konduktivitas listrik logam. Tembaga, aluminium, perak, dan emas adalah contoh konduktor yang baik.

Unsur nonlogam memiliki konduktivitas listrik rendah; ia bertindak selaku isolator. Unsur semacam ini dapat dijumpai di sebelah kanan tabel perodik, dan memiliki kelopak valensi sekurang-kurangnya setengah penuh (terkecuali boron). Energi ionisasinya besar; elektron tidak dapat meninggalkan atom dengan mudah ketika diberi perlakuan dengan medan listrik, sehingga unsur semacam ini sangat kecil menghantarkan arus. Contoh isolator unsur padat adalah intan (suatu alotrop karbon) dan belerang.

Senyawa padat yang mengandung logam dapat juga merupakan isolator jika elektron valensi atom logam digunakan untuk membentuk ikatan ionik. Misalnya, meskipun unsur natrium adalah suatu logam, natrium klorida padat adalah isolator, karena elektron valensi natrium ditransfer kepada klorin untuk membentuk ikatan ionik, sehingga elektron tidak dapat bergerak bebas.

Semikonduktor memiliki konduktivitas listrik di antara logam dan nonlogam; suatu semikonduktor juga berbeda dari logam dalam hal konduktivitas semikonduktor yang meningkat seiring dengan kenaikan suhu. Unsur semikonduktor yang umum adalah silikon dan germanium, masing-masing atom mempunyai empat elektron valensi. Sifat semikonduktor dapat dijelaskan dengan baik menggunakan teori pita, sebagai konsekuensi dari kesenjangan energi yang kecil antara pita valensi (yang mengandung elektron valensi pada nol mutlak) dan pita konduksi (tujuan eksitasi elektron valensi karena energi termal).

Referensi[sunting | sunting sumber]

  1. ^ Petrucci R.H., Harwood W.S. and Herring F.G., General Chemistry (8th edn, Prentice-Hall 2002), p.339.
  2. ^ THE ORDER OF FILLING 3d AND 4s ORBITALS. chemguide.co.uk
  3. ^ Miessler G.L. and Tarr, D.A., Inorganic Chemistry (2nd edn. Prentice-Hall 1999). p.48.

Pranala luar[sunting | sunting sumber]