SKALA PAULING: ELEKTRONEGATIVITAS DAN PERBEDAAN ENERGI - KIMIA - 2025

The skala Pauling adalah skala sewenang-wenang yang digunakan dalam kimia untuk mengekspresikan elektronegativitas unsur. Ini didefinisikan sebagai kecenderungan atom tertentu untuk menarik elektron ketika bergabung dengan atom lain.

Dalam pengertian ini, unsur-unsur dengan elektronegativitas tinggi cenderung memperoleh elektron dengan mudah. Ini adalah non-logam, sedangkan untuk bagiannya, unsur yang kurang elektronegatif seperti logam, lebih mudah melepaskan elektron.

Gambar 1. Skala Pauling. Sumber: Wikimedia Commons.

Oleh karena itu, dengan mengetahui keelektronegatifan suatu unsur, seseorang memiliki gagasan tentang jenis ikatan yang mampu dibentuknya bila digabungkan dengan yang lain. Kita akan melihat ini dengan contoh numerik nanti.

Dengan informasi ini, banyak sifat yang dimiliki suatu senyawa dapat diprediksi, sesuatu yang sangat berguna dalam kimia eksperimental dan untuk ilmu material, di mana senyawa baru terus dibuat.

Akan tetapi, akan lebih mudah untuk mengklarifikasi bahwa meskipun itu penting, tidak ada satu cara untuk menentukan keelektronegatifan; Skala Pauling hanyalah salah satu dari berbagai cara yang diusulkan untuk menemukannya, meskipun itu adalah salah satu yang paling banyak digunakan.

Faktanya, skala Pauling adalah skala arbitrer di mana nilai numerik ditetapkan ke setiap elemen dalam tabel periodik, yang mencerminkan keelektronegatifannya. Kita melihatnya pada gambar 1, di mana kita memiliki keelektronegatifan dari setiap elemen, seperti yang ditetapkan oleh peraih Nobel dua kali Linus Pauling (1901-1994) sekitar tahun 1939.

Elektronegativitas unsur-unsur

Pauling, bersama Don M. Yost, menemukan nilai elektronegativitas secara empiris, melalui data eksperimen yang diperoleh dengan mengukur energi ikatan.

Pauling menetapkan unsur fluor - di atas dan di sebelah kanan tabel pada Gambar 1 - elektronegativitas tertinggi, dengan angka 4.0. Jadi ketika fluor membentuk ikatan, ia menunjukkan kecenderungan tertinggi untuk menarik elektron dari semua unsur.

Kedua adalah oksigen dengan 3,5 dan ketiga adalah nitrogen dengan 3,0. Keduanya terletak di bagian atas dan kanan tabel.

Di sisi lain, pada titik ekstrim yang berlawanan, unsur yang paling tidak elektronegatif adalah sesium, yang simbolnya adalah Cs, terletak di sebelah kiri tabel, yang diberi nomor 0,7 oleh Pauling.

Elektronegativitas dalam tabel periodik

Secara umum, dan seperti yang dapat dilihat pada gambar 1, keelektronegatifan -dan energi ionisasi- meningkat dari kiri ke kanan dalam tabel periodik. Tren keseluruhan juga mengindikasikan penurunan saat bergerak naik turun.

Oleh karena itu, kita akan memiliki unsur paling elektronegatif di sudut kanan atas tabel: fluor, oksigen, klor, nitrogen. Yang paling tidak elektronegatif - atau paling elektropositif jika Anda mau - akan ditemukan di sebelah kiri: litium, natrium, kalium, dan unsur-unsur lain dari golongan 1 - kolom paling kiri, sesuai dengan logam alkali dan alkali tanah.

Di setiap kolom, keelektronegatifan berkurang dengan bertambahnya nomor atom unsur, kecuali logam transisi di tengah, yang tidak mengikuti tren ini.

Hal penting yang perlu diperhatikan adalah bahwa keelektronegatifan itu relatif, ini bukan properti yang tidak berubah dari setiap elemen, dan hanya diukur sehubungan dengan elemen lain. Ini sangat bergantung pada bilangan oksidasi, sehingga unsur yang sama dapat menunjukkan keelektronegatifan yang berbeda, bergantung pada jenis senyawa yang dibentuknya.

Perbedaan energi yang mengikat

Gambar 2. Ahli kimia Amerika Linus Pauling pada tahun 1955. Sumber: Wikimedia Commons.

Dalam kimia, ikatan adalah cara atom, yang sama atau berbeda, bergabung bersama untuk membentuk molekul. Gaya muncul di antara atom-atom yang menahannya secara stabil.

Ada beberapa jenis tautan, tetapi di sini ada dua yang dipertimbangkan:

-Kovalen, di mana atom dengan keelektronegatifan yang sama berbagi sepasang elektron.

-Ionik, sering terjadi antara atom-atom dengan elektronegativitas yang berbeda di mana tarikan elektrostatis berlaku.

Misalkan dua unsur A dan B dapat membentuk molekul satu sama lain, dilambangkan dengan AA dan BB. Dan mereka juga mampu bergabung membentuk senyawa AB, semuanya melalui semacam ikatan.

Berkat partisipasi gaya antarmolekul, ada energi dalam ikatan. Misalnya energi dalam ikatan AA adalah E _AA, dalam ikatan BB menjadi EBB dan terakhir pada senyawa AB menjadi E _AB .

Jika molekul AB dibentuk oleh ikatan kovalen, secara teoritis energi ikatan adalah rata-rata dari energi E _AA dan E _BB :

E _AB = ½ (E _AA + E _BB )

Pauling menghitung E _AB untuk berbagai senyawa, mengukurnya secara eksperimental dan menentukan perbedaan antara kedua nilai, yang ia beri nama Δ:

Δ = - (E _AB ) diukur - (E _AB ) teoritis- = - (E _AB ) diukur - ½ (E _AA + E _BB ) -

Pauling beralasan seperti ini: jika Δ sangat dekat dengan 0, itu berarti keelektronegatifan kedua unsur itu serupa dan ikatan yang menggabungkan keduanya adalah kovalen. Tetapi jika Δ tidak kecil, maka ikatan antara A dan B bukanlah kovalen murni.

Semakin besar nilai absolut Δ, semakin besar perbedaan keelektronegatifan unsur A dan B dan oleh karena itu ikatan yang menyatukannya adalah jenis ionik. Nanti pembaca akan menemukan contoh di mana, dengan menghitung Δ, dimungkinkan untuk menentukan jenis ikatan suatu senyawa.

Persamaan Elektronegativitas

Dengan asumsi bahwa perbedaan energi adalah sinyal yang membedakan sifat ikatan, Pauling melakukan banyak percobaan yang membuatnya menciptakan ekspresi empiris untuk elektronegativitas relatif dari dua unsur A dan B yang membentuk molekul.

Menunjukkan keelektronegatifan ini sebagai χ (huruf Yunani "chi"), Pauling mendefinisikan Δ sebagai berikut:

f ² Δ = ²

χ (A) - χ (B) = f√Δ = 0,102√Δ

Perhatikan bahwa Δ adalah besaran positif. Faktor f = 0,102 yang muncul dengan mengalikan akar kuadrat dari Δ adalah faktor konversi antara kJ (kilojoule) dan eV (elektron-volt), kedua satuan energi.

Jika yang digunakan adalah kilokalori dan elektron-volt, perbedaan elektronegativitas dinyatakan dengan rumus yang sama tetapi dengan f = 0,208:

χ (A) - χ (B) = 0,208√Δ

Pauling mulai dengan memberikan hidrogen nilai 2,1, nilai sebelumnya diperoleh oleh ahli kimia Robert Mulliken. Dia memilih elemen ini sebagai titik awalnya karena membentuk ikatan kovalen dengan banyak elemen lainnya.

Menggunakan persamaan sebelumnya, dia terus memberikan nilai relatif ke elemen lainnya. Dia kemudian menyadari bahwa elektronegativitas meningkat ketika bergerak dari kiri ke kanan dan dari atas ke bawah dalam tabel periodik, seperti yang dijelaskan di bagian sebelumnya.

Contoh

Di bawah ini adalah daftar unsur: N, J, Y dan M dan masing-masing elektronegativitas menurut skala Pauling:

- N : Χ = 4,0

- J : Χ = 1,5

- Y : Χ = 0,9

- M : Χ = 1,6

Di antara senyawa berikut terbentuk dengan mereka:

YJ, YN, MN dan JM

Tunjukkan yang memiliki karakter ionik tertinggi dan yang bersifat kovalen. Berikan alasan untuk jawaban Anda.

Larutan

Menurut kriteria yang ditetapkan oleh Pauling, senyawa dengan karakter ionik tertinggi adalah senyawa dengan perbedaan elektronegativitas terbesar, dan oleh karena itu memiliki nilai Δ yang lebih besar. Sedangkan senyawa dengan perbedaan energi terendah adalah senyawa dengan ikatan kovalen.

Kemudian kita akan menghitung berapa nilai Δ untuk setiap senyawa, sebagai berikut:

Komposit YJ

Δ = ² = (0,9 - 1,5) ² = 0,36

Komposit YN

Δ = ² = (0,9 - 4,0) ² = 9,61

MN komposit

Δ = ² = (1,6 - 4,0) ² = 5,76

JM komposit

Δ = ² = (1,5 - 1,6) ² = 0,01

Dari hasil di atas terlihat jelas bahwa senyawa ioniknya adalah YN dengan Δ = 9,61 sedangkan senyawa kovalennya adalah JM dengan Δ = 0,01.

Referensi

1. Libreteks Kimia. Elektronegativitas Pauling. Diperoleh dari: chem.libretexts.org.
2. Buku Emas IUPAC. Elektronegativitas. Diperoleh dari: goldbook.iupac.org.
3. Salas-Banuet, G. Elektronegativitas yang disalahpahami. Diperoleh dari: scielo.org.
4. Naskah Ilmiah. Elektronegativitas. Diperoleh dari: textscientificos.com.
5. Whitten, K. 2010. Kimia. 9. Ed. Brooks / Cole. Pembelajaran Cengage.
6. Wikipedia. Ikatan kovalen. Diperoleh dari: es.wikipedia.org.
7. Wikipedia. Ikatan ionik. Diperoleh dari: es.wikipedia.org.