Unsur - unsur periode pendek yang pertama

 Unsur ketiga, Li, Z = 3 mempunyai struktur  1S²S¹. Dengan bertambahnya Z, elektron – elektron  masuk ke tingkat energy 2s dan 2p sampai mencapai konfigurasi kulit tertutup, 1s²s²p⁶ dari neon. Ketujuh dari unsur Li sampai F merupakan anggota – anggota pertama dari golongan unsur – unsur tersebut. Telah diketahui bahwa O₂ dan N₂ membentuk molekul dwiatom sedangkan S dan P membentuk molekul poliatom atau rantai. Memang benar, bahwa perbedaan antara kimiawi B, C, N, dan O dan Al, Si, P, serta S dan unsur – unsur yang lebih berat dari golongan ini cukup menyolok, yang untuk banyak  hal tidak berguna menganggap unsur – unsur periode pertama sebagai prototip dari sejawatnya.

Untuk beryllium, entalpi pengionan pertama(899 kJ mol ^-1 ) dan khusus nya yang kedua (1757 kJ / mol) cukup tinggi sehingga kedua electron tidak akan lepas semuanyabmenghasilkan Be²⁺, meskipun dengan unsure paling elektronegatif. Meskipun dalam BeF₂, ikatan Be – F mempunyai sifat kovalen yang dapay diterima. Ion {Be(H₂O)₄}²⁺ dalam larutan akua, terakuasi dan dengan mudah mengalami hidrolisis menghasilkan spesi dengan ikatan Be(OH).

Bagi unsur – unsure yang selanjutnya, tidak adanya kation – kation sederhana dalam kondisi apa pun disebabkan oleh entalpi pengionan yang tinggi. Energy pengambilan electron bertambah dari Li ke F dan demikain juga dengan keeloktronegatifan .

Pembentukan anion tampak pertama untuk karbon, yang membentuk C²₂ dan beberapa ion poliatom lainnya,meskipun adanya C^1- masih tidak tertentu. Ion N^3- stabil dalam nitride dari unsure – unsure yang sangat elektropositif. Oksida, O^2-, dan fluoride, F^-, umumnya berupa padatan, ion O^2- tidak ada dalam larutan akua. Bandingkan,

                 O^2- + H₂O = 2OH^-                      K > 10²²

                    F^- + H₂O = HF + OH^-       K > 10^-7

Karbon  adalh benar – benar nonlogam dan kimiawinya didominasioleh ikatan tunggal, ganda dan rangkap tiga, pada dirinya sendiri atau pada nitrogen, oksigen, dan beberapa unsur lainnya. Yang membedakan karbon dari unsur lainnyaadalh kemampuannya yang unik untuk membentuk rantai ikatan karbon – karbon (disebut katanasi) dalm senyawa yang nyata dari unsurnya sendiri.

Nitrogen. Gas Nitrogen, N relatip tidak reaktif karena ikatan N ≡ N yang sangat kuat serta struktur elektroniknya ( halaman 76). Senyawa nitrogen adalh kovalen, biasanya menyangkut tiga ikatan tunggal ,meski juga ada ikatan ganda seperti C≡N atau O_s≡ N. dengan unsur – unsur yang elektropositif, membentuk nitrida ionic yang mengandung N³.

Oksigen. Melekul Dwiatom mempunyai dua electron tidak berpasangan ( halaman 75) dan sebagai akibatnya sangat reaktif. Terdapat keistimewaan kimiawi dengan ikatan kovalen seperti dalam (CH₃)₂C = O, (C₂H₅)₂O, CO, SO₃ dan lainnya. Meskipun demikian , ion hidrosida, OH, ada dalam bentuk padatan maupun larutan, meskipun dalam pelarut hidrosilat, ion OH^- terhindrasi  melalui ikatan hydrogen.

Fluor sangat reaktif sehubungan dengan rendahnya energy ikatan dalam F₂. Hal ini sebagian merupakan hasi dari tolakan oleh electron tidak berikatan. Senyawaan ionic yang mengandung ion- ion F^- dan senyawa kovalen yang mengandung ikatan X – F telah dikenal baik

Senyawaan dari banyak unsure dapat bertindak sebagai akseptor, namun untuk N, P, dan As trivalent serta senyawaan dwivalent O dan S umumnya bersifat donor. Meskipun demikian, donor yang sangat penting adalah ion halide dan pseuhalida serta ion – ion seperti hidrida, H^-, dan ion karban seperti CH^3-.

Perilaku basa Lewis juga ditunjukkan oleh beberapa senyawaan logam transisi. Salah satu contohnya adalah senyawaan (ɳ⁵ ­– C₅H₅)₂ReH yang merupakan basa kuat terhadap proton seperti NH₃. Molekul-molekul donor dan akseptor, keduanya netral. Apabila ikatan terbentuk maka akan mengakibatkan atom donor akan kehilangan muatan negatifnya dan mengubahnya menjadi positif. Atom ini hanya memiliki sebagian dari pasangan elektron yang sebelumnya dimilikinya secara utuh. Sebaliknya, atom akseptor memiliki muatan negatif yang berlebih. Hal ini memang benar untuk penggunaan bersama pasangan elektron secara sempurna. Polaritas yang lebih kecil dikenal jikaa pasangan elektron tetap merupakan sifat atom donor daripada akseptor, pada kasus yang hanya ditandai dengan muatan + dan  – pada atom atom.

     Pemisahan muatan hanya dapat dicapai dengan melakukan kerja melawan gaya Coulomb yan harus diasumsikan lebih besar daripada yang digantikan oleh energi ikatan bilamana sistem yang stabil dihasilkan. Meskipun demikian, jika diambil suatu kasus dimana sebuah ikatan donor telah terbentuk, maka pasangan kedua yang tidak dipakai bersama lebih lanjut akan dikepung oleh muatan positif pada O yang timbul dari ikatan datif yang kedua. Tampaknya hal ini cukup untuk membuat proses ini tidak disukai. Hambatan sterik antara akseptor pertama dan kedua juga melawan penambahan yang kedua. Perlu dicatat bahwa alasan-alasan elektrostatis pad dasarnya sama dengan yang dipakai untuk menjelaskan tetapan disosiasi relatif dalam asam-asan polifungsi

Kemurnian Pelarut

Walaupun jelas bahwa pelarut harus murni bila hasil yang dapat di ulang dan dapat di interpresentasikan harus diperoleh, tidak selalu jelas bagaimana jenis pengotoran yang dapat terjadi. Yang sangat penting adalah air dan oksigen. Oksigen sedikit larut dalam hamper semua pelarut, dan terbentuk larutan jenuh bila terjadi pemaparan terhadap udara, misalnya jika dituangkan.

Oksigen dapat dihilangkan sebagian dengan mengalirkan nitrogen melalui cairan, tetapi untuk menghilangkan seluruhnya hanya dapat dilakukan dengan dibekukan dan dipompa dalam vakum secara berulang. Pelarut organic tertentu terutama eter bereaksi dengan oksigen jika lama terkena udara, membentuk peroksida. Pelarut tersebut paling baik dimurnikan dengan cara distilasi dari reduktor (missal hibrida) atau dengan melewatkannya melalui “penapis molekuler”.

Air juga mudah larut dalam pelarut dalam pelarut yang dipapar terhadap udara, atau wadah gelas yang tidak di bakar kering. Perlu diperhatikan bahwa sejumlah kecil H₂O saja atas dasar berat persen dianggap penting. Misalnya asetonitril yang mengandung hanya 0,1% berat air kira-kira 0,04 molar H₂O, dengan demikian sifat larutan 0,1M dapat benar-benar dipengaruhi oleh “cegahan air”. 

Tumpang tindih orbital

Dalam metoda Huckel, besarnya integral resonansi |β| sangat menentukan pada mekanisme pembentukan orbital molekul dari orbital atom melalui interferensi gelombang elektron. Alasan detailnya akan didiskusikan di bawah ini. Di sini kita akan mempelajari karakteristik intergral tumpang tindih, karena ada hubungan persamaan (5.27) yakni β sebanding dengan integral tumpang tindih S.

Integral tumpang tindih bergantung pada jenis orbtal atom dan kombinasi orbital atom dan juga bergantung pada jarak antar orbital atom. Kasus khusunya diilustrasikan di Gambar 5.6.

Pada gambar ini, untuk orbital s dan p masing-masing digunakan orbital 1s dan 2p. Untuk menyatakan distribusi ruang masing-masing orbital, digunakan lingkaran untuk orbital s dan pasangan elips digunakan untuk orbital p. Tanda fungsinya diberikan dengan tanda + dan di gambar. Nilai absolut fungsi orbital atom biasanya menurun menuju nol dengan meningkatnya jarak. Namun harus dicatat bahwa distribusi elektron dengan tanda yang sama ada keluar dari lingkaran dan elips.

Gambar 5.6 (a) menunjukkan kebergantungan integral tumpang tindih pada R antara dua orbital p dengan arah paralel, yang monoton turun. Tumpang tindih seperti antara orbital p paralel ini disebut dengan orbital π, dan ikatan kimia yang berasal dari jenis tumpang tindih seperti ini disebut ikatan π. Dalam tumpang tindih jenis π, sumbu yang menghubungkan atom mengandung bidang simpul orbital atom. Dalam orbital π yang dihasilkan dari tumpang tindih jenis π, kebolehjadian menemukan elektron di bidang simpul yang mengandung sumbu ikatan bernilai nol. Gambar 5.6 (b), (c), (d) menunjukkan kebergantungan integral tumpang tindih pada R yang tidak mengandung bidang simpul di sumbu ikatan. Jenis tumpang tindih ini disebut tumpang tindih Δ, dan ikatan kimia yang dihasilkan dari ikatan jenis ini disebut dengan ikatan Δ. Walaupun integral tumpang tindih di jenis σ tidak harus monoton, tumpang tindihnya akan menjadi menurun sampai nol pada jarak R yang semakin besar seperti dalam kasus tumpang tindih jenis π. Hal ini berkaitan dengan kecenderungan umum yang berkaitan dengan peningkatan tumpang tindih antara orbital yang mendekat satu sama lain, interferensi gelombang elektron menjadi lebih signifikan.

Di Gambar 5.6 (e), (f), integral tumpang tindih ditunjukkan kombinasi orbital dengan dan tanpa bidang simpul sepanjang sumbu ikatan, berbeda denga kasus lain. Walaupun nilai absolut fungsi orbital sama pada pasangan titik yang simetrik terhadap bidang sepanjang sumbu ikatan, tandanya berlawanan untuk orbital yang sama dan sama untuk orbital yang lain. Hal ini berakibat bahwa integral tumpang tindih fungsi orbital ini selalu nol tidak peduli jarak R, sebab kontribusi bagian atas dan bagian bawah saling menghilangkan. Tumpang tindih jenis ini disebut tumpang tindih tanpa kecocokan simetri. Bila tumpang tindih saling menghapus, tanpa terjadi interferensi, dan dengan demikian tidak terbentuk ikatan.

Sebagaimana akan dibahas dengan detail di bawah ini, pembentukan ikatan kimia diatur oleh tumpang tindih orbital. Hal ini disebut dengan prinsip tumpang tindih, dan interaksi antara orbital disebut dengan interksi orbital. Nilai interaksi inter orbital bergantung pada nilai |β| atau S. Berdasarkan prinsip tumpang tindih, inetraksi orbital dilarang untuk β = 0 (S=0) dan diizinkan bila β ≠ 0 (S ≠ 0). Hubungan interaksi orbital dengan tumpang tindih antara orbital-orbital dapat dirangkumkan sebagai berikut.

[Interaksi orbital dan tumpang tindih antara orbital-orbital].

(1)  Orbital-orbital yang tidak memiliki kecocokan simetri (S=0) tidak akan berinteraksi  satu sama lain.

(2)  Orbital-orbital dengan tumpang tindih (S ne; 0) akan berinteraksi satu sama lain.

(3)  Nilai interaksi orbital meningkat dengan meningkatnya tumpang tindih (|S|).

(4)  Interaksi orbital menjadi kecil sehingga dapat diabaikan untuk jarak yang besar (R besar) dan menjadi besar bila tumpang tindih meningkat untuk jarak yang pendek.

Struktur Atom Dengan Banyak Elektron

Cara menyusun konfigurasi electron untuk menyusun keadaan dasar atom bagi setiap unsure ditentukan secara sistematik dengan membangun konfigurasi menurut naiknya nomor atom. Pada pengerjaannya prinsip eksklusi perlu di amati ( tidak lebih dari 2 elektron setiap orbital ), dan setiap tambahan electron harus diperuntukkan bagi orbital energi terendah yang belum terisi.

Keadaan dasar hydrogen adalah 1s¹. Bagi helium, electron lain dapat ditempatkan pada orbital yang sama, memberikan 1s². Kulit utama yang pertama ( n = 1 ) sekarang terisi penuh. Unsur berikutnya , lithium , mempunyai electron ketiga yang di peruntukkan bagi orbital terendah berikutnya, 2s, dan konfigurasinya adalah 1s² 2s¹.

Masalah untuk menentukan gerakan elektron-elektron di dalam sembarang atom yang memiliki banyak elektron adalah tidak mudah sebagaimana masalah dalam atom hidrogenik. Ini kebanyakan dikarenakan oleh dua alasan sebagai berikut. Alasan pertama adalah disebabkan oleh interaksi antara elektron-elektron yang tidak membolehkan sebuah perlakuan terhadap gerak bebas dari seluruh elektron yang ada. Alasan lainnya adalah dikarenakan hadirnya momentum sudut dari elektron yang disebut dengan spin elektron yang tidak mudah untuk ditangani. Bahkan untuk sistem dengan dua elektron seperti pada sebuah atom helium, persamaan gelombang tidak dapat dipecahkan secara sederhana dan langsung. Karenanya, metoda pendekatan sangat diperlukan. Pada masa awal kelahiran teori kuantum, tidak terdapat komputer modern sehingga masalah-masalah sistem dengan dua elektron atau lebih (sistem elektron banyak) ditangani dengan metoda aproksimasi seperti metoda gangguan atau variasi yang akan dijelaskan ada Bab 3. Pada masa kini, perlakuan variasi yang cocok untuk komputer modern telah dikembangkan untuk memungkinkan kita melakukan perhitungan dengan lebih mudah dengan beberapa paket program yang konvensional. Dalam bagian ini, karakteristik dari fungsi-fungsi gelombang dan tingkat-tingkat energi untuk atom dengan elektron banyak akan dibandingkan dengan fungsi gelombang dan tingkat energi dari atom-atom hidrogenik.

Kita dapat menyimpulkan di sini bahwa gerakan dari elektron-elektron dapat diperlakukan sama dengan orbital atomik 1s, 2s, 2p_x, 2p_y, 2p_z dalam atom hidrogenik. Meskipun tingkat-tingkat energi dari atom hidrogenik bergantung hanya pada bilangan kuantum utama n, tingkat-tingakat energi untuk atom dengan elektron banyak dengan bilangan kuantum utama yang sama dapat berbeda dikarenakan nilai terendah dari bilangan kuantum azimut akan memberikan tingkat energi yang lebih rendah (lebih stabil). Dalam bagian berikut ini, akan dijelaskan bahwa spin elektron juka akan memungkinkan kita untuk memahami konfigurasi elektron dalam orbital atom dan tingkat-tingkat energinya, dan akan sangat membantu untuk menjelaskan masing-masing sifat dari unsur kimia.