Elektron valensi

Konfigurasi elektron

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. 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. Berlawanan dengan unsur golongan utama, elektron valensi untuk logam transisi didefinisikan sebagai elektron yang berada di luar konfigurasi inti gas mulia. 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: MnO−4).
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

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

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).