Mengapa Transisi Dalam Terletak di Luar SPU?

Logam-logam transisi dalam memang sengaja diletakkan di 'luar' tabel periodik. Hal ini banyak dilakukan untuk memperpendek ruang yang dibutuhkan dalam menggambar tabel periodik. Letak logam transisi dalam yang sebenarnya dapat dilihat di tabel periodic.

Di bagian bawah gambar tabel periodik yang memanjang ke samping. Apabila versi yang seperti ini dipasang sebagai papan peraga di ruang kelas atau laboratorium, tentu akan sulit dipasang. Secara estetis, tabel yang yang terlalu memanjang juga tidak begitu indah dipandang. Karena itu, tabel periodik sengaja dipotong di bagian logam transisi dalam. Jumlah golongan logam transisi dalam yang tidak jauh berbeda dengan jumlah golongan utama ditambah logam transisi, menjadikannya pas diletakkan di bawah hasil pemotongan tabel periodik. Terlebih logam transisi dalam yang ditemukan saat ini hanya 2 periode, sehingga tidak memakan tempat terlalu banyak di bawah tabel periodik utama.

Sebetulnya, masih ada lagi jenis tabel periodik yang lebih 'gila' yaitu tabel periodik diperpanjang yang memuat unsur-unsur teoretis yang belum ditemukan..

Nama logam transisi dalam (inner transition metal) bisa jadi berasal dari letaknya terhadap sistem periodik. Jika kita cermati sistem periodik versi panjang (yang tidak dipotong), lantanida dan aktinida di periode 6 dan 7 menjadi 'jembatan' (transisi) antara alkali tanah dengan logam transisi. Sedangkan logam transisi sendiri menjembatani peralihan antara alkali tanah dengan grup Boron. Kata 'dalam' ditambahkan karena letaknya yang lebih dalam (secara tampilan posisinya lebih rendah) dibandingkan logam transisi. Grup ini sengaja diberi nama tersendiri untuk membedakannya dari grup logam transisi; grup ini memiliki sifat yang mirip denga Lantanum atau Aktinium, selain itu elektron terakhirnya berada pada orbital f; menjadikannya masuk blok f, berbeda dengan logam transisi yang merupakan blok d.

Perbedaan Biloks dan Elektron Valensi

Pengertian Valensi

Valensi dalam kamus diartikan sebagai; (Secara Kimia) bilangan yangg menyatakan kesanggupan bersenyawa suatu unsur dengan unsur lain. Elektron valensi adalah jumlah elektron pada kulit/orbital terluar suatu unsur. Misalnya saja Oksigen dengan konfigurasi 2.6...berarti elektron valensinya 6.

Pengertian Bilangan Oksidasi

Bilangan oksidasi adalah suatu bilangan yang menunjukkan ukuran kemampuan suatu atom untuk melepas atau menangkap elektron dalampembentukan suatu senyawa. Nilai bilangan oksidasi menunjukkan banyaknya elektron yang dilepasatau ditangkap, sehingga bilangan oksidasi dapat bertanda positif maupun negatif. Biloks adalah jumlah elektron yg dilepas/diterima suatu unsur ketika bereaksi degan unsur lain.

Hubungan

hubungan antara ke-2nya adalah elektron valensi menentukan jumlah biloksnya. Biloks dapat berupa bilangan + (menerima elektron) maupun -(melepas elektron) untuk mencapai kestabilan. Misalkan elektron valensi pada oksigen 6 berarti dia membutuhkan 2 elektron untuk bisa stabil sehingga jika dia menerima elektron diberi tnda 2- yang tidak lain 2- itu menenunjukkan bilangan oksidasi dari O itu sendiri.

Mengapa Xenon (Xe) dapat bereaksi?

Mengapa Xe dapat bereaksi?

Kereaktifan gas mulia akan bertambah seiring dengan bertambahnya nomor atom. Bertambahnya nomor atom akan menambah jari-jari atom pula. Hal ini mengakibatkan gaya tarik inti atom terhadap elektron terluar berkurang, sehingga lebih mudah melepaskan diri dan ditangkap zat lain. Sampai saat ini, senyawa gas mulia yang sudah dapat bereaksi dengan zat lain adalah xenon dan kripton, sedangkan helium, neon, dan argon masih sangat stabil.

Sehingga dapat disimpulkan bahwa:

1. Jari-jari atom unsur-unsur Gas Mulia dari atas ke bawah semakin besar karena bertambahnya kulit yang terisi elektron.
2. Energi Ionisasi dari atas ke bawah semakin kecil karena gaya tarik inti atom terhadap elektron terluar semakin lemah.
3.  Afinitas Elektron unsur-unsur Gas Mulia sangat kecil sehingga hampir mendekati nol.
4. Titik didih unsur-unsur Gas Mulia berbanding lurus dengan kenaikan massa atom.
5.  Titik lebur unsur-unsur Gas Mulia mengikuti sifat titik didih.

Udara mengandung gas mulia argon (Ar), neon (Ne), krypton (Kr), dan xenon (Xe) walaupun dalam jumlah yang kecil. Gas mulia di industri diperoleh sebagai hasil samping dalam industri pembuatan gas nitrogen dan gas oksigen dengan proses destilasi udara cair. Pada proses destilasi udara cair, udara kering (bebas uap air) didinginkan sehingga terbentuk udara cair. Pada kolom pemisahan gas argon bercampur dengan banyak gas oksigen dan sedikit gas nitrogen karena titik didih gas argon (-189,4 0C) tidak jauh beda dengan titik didih gas oksigen (-182,8 0C). Untuk menghilangkan gas oksigen dilakukan proses pembakaran secara katalitik dengan gas hidrogen, kemudian dikeringkan untuk menghilangkan air yang terbentuk. Adapun untuk menghilangkan gas nitrogen, dilakukan cara destilasi sehingga dihasilkan gas argon dengan kemurnian 99,999%. Gas neon yang mempunyain titik didih rendah (-245,9 0C) akan terkumpul dalam kubah kondensor sebagai gas yang tidak terkonsentrasi (tidak mencair).

            Gas kripton (Tb = -153,2 0C) dan xenon (Tb = -108 0C) mempunyai titik didih yang lebih tinggi dari gas oksigen sehingga akan terkumpul di dalam kolom oksigen cair di dasar kolom destilasi utama. Dengan pengaturan suhu sesuai titik didih, maka masing-masing gas akan terpisah.

Sifat-Sifat Unsur Gas Mulia

            Dengan konfigurasi elektron yang sudah penuh, gas mulia termasuk unsur yang stabil, artinya sukar bereaksi dengan unsur lain, sukar untuk menerima elektron maupun untuk melepas elektron.

a. Afinitas Elektron

            Dengan elektron valensi yang sudah penuh, unsur gas mulia sangat sukar untuk menerima elektron. Hal ini dapat dilihat dari harga afinitas elektron yang rendah.

b. Energi Ionisasi

            Kestabilan unsur-unsur golongan gas mulia menyebabkan unsur-unsur gas mulia sukar membentuk ion, artinya sukar untuk melepas elektron. Perhatikanlah data energi ionisasinya yang besar sehingga untuk dapat melepas sebuah elektron (untuk dapat membentuk ion) diperlukan energi yang besar. Helium adalah unsur gas mulia yang memiliki energi ionisasi paling besar.

c. Jari-Jari Atom

            Jari-jari atom unsur-unsur golongan gas mulia sangat kecil (dalam satu golongan, semakin keatas semakin kecil) sehingga elektron terluar relatif lebih tertarik ke inti atom. Oleh sebab itu, atom-atom gas mulia sangat sukar untuk bereaksi.

d. Wujud Gas Mulia

            Titik didih dan titik leleh unsur-unsur gas mulia lebih kecil dari pada suhu kamar (250C atau 298 K) sehinga seluruh unsur gas mulia berwujud gas. Karena kestabilan unsur-unsur gas mulia, maka di alam berada dalam bentuk monoatomik.

Sampai dengan tahun 1962, para ahli masih yakin bahwa unsur-unsur gas mulia tidak bereaksi. Kemudian seorang ahli kimia kanada bernama Neil Bartlet berhasil membuat persenyawaan yang stabil antara unsur gas mulia dan unsur lain, yaitu XePtF6.

Keberhasilan ini didasarkan pada reaksi:

PtF6 + O2 → (O2)+ (PtF6)-

PtF6 ini bersifat oksidator kuat. Molekul oksigen memiliki harga energi ionisasi 1165 kJ/mol, harga energi ionisasi ini mendekati harga energi ionisasi unsur gas mulia Xe = 1170 kJ/mol.

Atas dasar data tersebut, maka untuk pertama kalinya Bartlet mencoba mereaksikan Xe dengan PtF6 dan ternyata menghasilkan senyawa yang stabil sesuai dengan persamaan reaksi:

Xe + PtF6 → Xe+(PtF6)-

Setelah berhasil membentuk senyawa XePtF6, maka gugurlah anggapan bahwa gas mulia tidak dapat bereaksi. Kemudian para ahli lainnya mencoba melakukan penelitian dengan mereaksikan xenon dengan zat-zat oksidator kuat, diantaranya langsung dengan gas flourin dan menghasilkan senyawa XeF2, XeF4, dan XeF6. Reaksi gas mulia lainnya, yaitu krypton menghasilkan senyawa KrF2. Radon dapat bereaksi langsung dengan F2 dan menghasilkan RnF2. Hanya saja senyawa KrF2 dan RnF2 bersifat (tidak stabil).

Senyawa gas mulia He, Ne, dan Ar sampai saat ini belum dapat dibuat mungkin karena tingkat kestabilannya yang sangat besar.

Kereaktifan gas mulia

Gas mulia dalam keadaan dasarnya memenuhi kondisi untuk kestabilan kimia (1) tidak memiliki elektron yang tidak berpasangan, (2) energi ionisasi sangat besar dan (3) afinitas elektronnya negatif dan dengan demikian kereaktifannya sangat rendah. Akan tetapi, beberapa reaksi dapat terjadi jika kondisinya sebagian tidak dipenuhi. Meskipun energi ionisasi untuk atom gas mulia besar, nilainya menurun dalam urutan sebagai berikut, He (24.6 eV), Ne (21.6 eV), Ar (15.8 eV), Kr (14.0 eV) dan ionisasi energi untuk Xe adalah 12.1 eV, yang lebih kecil dari energi ionisasi untuk atom hidrogen (13.6 eV). Hal ini memberikan indikasi bahwa kondisi tidak berlaku untuk Xe. Dengan mencatat kecenderungan ini, N. Bartlet melakukan sintesis XePtF6 dari Xe dan PtF6 pada tahun 1962 dan juga N. H. Clasen memperoleh XeF4 melalui reaksi termal antara Xe dan F2 pada tahun 1962. Selanjutnya, XeF2, XeF6, XeO3, XeO4 dan beberapa senyawa gas mulia lainnya telah berhasil disintesis dan mengakibatkan hipotesis bahwa gas mulia adalah gas yang tidak reaktif ditolak. Contohnya :

3Xe(g) + 6F2(g) ---> XeF2(s) + XeF4(s) + XeF6(s)

Setelah itu didapat tak kurang dari 200 jenis senyawa gas mulia. Awalnya kripton diduga tidak tidak bersenyawa dengan unsur lainnya, tapi sekarang sudah ditemukan beberapa senyawa kripton. Di alam, kripton memiliki enam isotop stabil. Dikenali juga 1 isotop lainnya yang tidak stabil. Garis spektrum kripton dapat dihasilkan dengan mudah dan beberapa di antaranya sangat tajam untuk bisa dibedakan. Awalnya kripton diduga tidak tidak bersenyawa dengan unsur lainnya, tapi sekarang sudah ditemukan beberapa senyawa kripton. Kripton difluorida sudah pernah dibuat dalam ukuran gram dan sekarang sudah dapat dibuat dengan beberapa metode. Senyawa fluorida lainnya dan garam dari asam oksi kripton pun telah dilaporkan. Ion molekul dari ArK+ dan KrH+ telah diidentifikasi dan diinvestigasi, demikian juga KrXe dan KrXe+ pun telah memiliki beberapa bukti.

 Syarat-syarat pembentukan senyawa gas mulia

1. Gas mulia keelektropositifannya besar (Kr, Xe).

2. Atom gas mulia yang mudah mengion (dan karenanya, berat).

3. Unsur lain yang akan bersenyawa dengan gas mulia keelektronegatifannya besar (F, O).

 Beberapa contoh senyawa gas mulia

Senyawa Biloks Xe Nama Hibridisasi Bentuk Molekul

XeF2 +2 Xenon di fluorida sp3d linier(garis lurus)

XeF4 +4 Xenon terafluorida sp3d2 Segiempat planar

XeF6 +6 Xenon heksafluorida sp3d3 Oktahedral terdistorsi

XeO3 +6 Xenon trioksida sp3d3 segitiga piramida

XeO4 +8 Xenon tetraoksida sp3d4 tetrahedral

XeOF4 +6 Xenon oksi tetrafluorida sp3d3 segiempat piramida

Dengan menggunakan teori VSEPR maka kita dapat meramalkan bentuk geometri bentuk molekul- molekul. Berikut ini dicontohkan bagaimana menentukan bentuk geometri molekul XeF2, dan XeF4. Diantara molekul-molekul tersebut ada yang memiliki pasangan elektron bebas dan ada yang tidak, jadi molekul-molekul tersebut adalah contoh yang bagus untuk lebih memahami teori VSEPR.

Pertama kita harus mementukan struktur lewis masing-masing molekul. Xe memiliki jumlah elektron valensi 8 sedangkan F elektron valensinya adalah 7.(lihat gambar dibawah)

Struktur Lewis XeF2 seperti gambar sebelah kiri, dua elektron Xe masing-masing diapakai untuk berikatan secara kovalen dengan 2 atom F sehingga meninggalkan 3 pasangan elektron bebas pada atom pusat Xe. Hal yang sama terjadi pada molekul XeF4 dimana 4 elektron Xe dipakai untuk berikatan dengan 4 elektron dari 4 atom F, sehingga meninggalkan 2 pasangan elektron bebas pada atom pusat Xe.

Lihat gambar diatas XeF2 memiliki 2 pasangan elekktron terikat (PET) dan 3 pasangan elektron bebas (PEB) jadi total ada 5 pasangan elektron yang terdapat pada XeF2, hal ini menandakan bahwa geometri molekul atau kerangka dasar molekul XeF2 adalah trigonal bipiramid. Karena terdapat 3 PEB maka PEB ini masing masing akan menempati posisi ekuatorial pada kerangka trigonal bipiramid, sedangkan PET akan menempati posisi aksial yaitu pada bagian atas dan bawah. Posisi inilah posisi yang stabil apabila terdapat atom dengan 2 PET dan 3 PEB sehingga menghasilkan bentuk molekul linear. Jadi bentul molekul XeF2 adalah linier.(lihat gambar dibawah).

Lihat gambar strutur lewis XeF4 memiliki 4 pasangan elekktron terikat (PET) dan 2 pasangan elektron bebas (PEB) jadi total ada 6 pasangan elektron yang terdapat pada XeF4, hal ini menandakan bahwa geometri molekul atau kerangka dasar molekul XeF4 adalah oktahedral. Karena terdapat 2 PEB maka PEB ini masing masing akan menempati posisi aksial pada kerangka oktahedral, sedangkan PET akan menempati posisi ekuatorial. Posisi inilah posisi yang stabil apabila terdapat atom dengan 4 PET dan 2 PEB sehingga menghasilkan bentuk molekul yang disebut segiempat planar. Jadi bentul molekul XeF2 adalah segiempat planar.