1. Definisi dan Lingkup Kimia Anorganik

Kimia Anorganik secara tradisional didefinisikan sebagai studi tentang senyawa yang tidak mengandung ikatan Karbon–Hidrogen ($\text{C}–\text{H}$). Pada dasarnya, cabang ini mencakup studi tentang semua unsur dalam tabel periodik dan jutaan senyawanya, termasuk logam, nonlogam, metaloid, kompleks koordinasi, material padat, dan senyawa organologam (yang berada di perbatasan dengan kimia organik).

Fokus utama Kimia Anorganik adalah pada:

1. Struktur dan Ikatan: Memprediksi bentuk dan sifat ikatan ($\sigma$ dan $\pi$) dalam molekul dan padatan.
2. Reaktivitas: Mempelajari mekanisme reaksi (asam-basa, redoks, substitusi) dan faktor penentu lajunya.
3. Sifat Fisik: Memahami sifat magnetik, optik, dan listrik material anorganik.

---

2. Struktur Atom Modern dan Teori Kuantum

Memahami kimia anorganik dimulai dari model atom mekanika kuantum.

2.1. Komponen Dasar Atom

Atom terdiri dari dua wilayah utama:

• Inti Atom: Berada di pusat, sangat padat, mengandung proton (bermuatan positif) dan neutron (netral). Jumlah proton menentukan nomor atom ($Z$) dan identitas unsur.
• Kulit Elektron: Wilayah di sekitar inti tempat elektron (bermuatan negatif) bergerak. Teori kuantum menjelaskan bahwa elektron tidak bergerak pada lintasan pasti (seperti model Bohr) tetapi menempati orbital—wilayah dengan probabilitas tertinggi untuk menemukan elektron.

2.2. Bilangan Kuantum (BK)

Keadaan energi setiap elektron dalam atom dijelaskan sepenuhnya oleh empat bilangan kuantum, yang diturunkan dari solusi persamaan gelombang Schrödinger:

Nama BK	Simbol	Nilai yang Diizinkan	Menjelaskan
Utama	$n$	$1, 2, 3, \ldots$	Tingkat Energi Utama (Kulit) dan ukuran orbital. Semakin besar $n$, semakin jauh orbital dari inti dan semakin tinggi energinya.
Azimuthal (Sudut)	$l$	$0, 1, 2, \ldots, (n-1)$	Bentuk Orbital (Subkulit). Nilai $l$ berhubungan dengan huruf subkulit: $l=0 \rightarrow s$, $l=1 \rightarrow p$, $l=2 \rightarrow d$, $l=3 \rightarrow f$.
Magnetik	$m_l$	$-l, \ldots, 0, \ldots, +l$	Orientasi Orbital dalam ruang. Menentukan jumlah orbital di setiap subkulit. Contoh: untuk $l=1$ (subkulit $p$), $m_l$ adalah $-1, 0, +1$ (3 orbital $p$).
Spin	$m_s$	$+\frac{1}{2}$ atau $-\frac{1}{2}$	Arah Putaran Elektron (Spin). Ini adalah sifat intrinsik elektron.

3. Orbital Atom dan Konfigurasi Elektron

3.1. Bentuk-Bentuk Orbital

Bentuk orbital ditentukan oleh bilangan kuantum $l$:

• Orbital $s$ ($l=0$): Berbentuk bola simetris. Hanya ada 1 orbital $s$ per kulit ($m_l=0$).
• Orbital $p$ ($l=1$): Berbentuk seperti balon terpilin (dumbbell). Terdapat 3 orbital $p$ yang saling tegak lurus ($p_x, p_y, p_z$) per kulit ($m_l=-1, 0, +1$).
• Orbital $d$ ($l=2$): Berbentuk daun semanggi (umumnya). Terdapat 5 orbital $d$ per kulit ($d_{xy}, d_{yz}, d_{xz}, d_{x^2-y^2}, d_{z^2}$).
• Orbital $f$ ($l=3$): Memiliki bentuk yang sangat kompleks. Terdapat 7 orbital $f$ per kulit.

3.2. Aturan Pengisian Elektron (Konfigurasi Elektron)

Konfigurasi elektron adalah cara elektron di distribusikan dalam orbital-orbital atom dan ditentukan oleh tiga aturan utama:

1. Prinsip Aufbau (Prinsip Pembangunan): Elektron akan mengisi orbital dari tingkat energi terendah ke tingkat energi yang lebih tinggi (contoh urutan: $1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, \ldots$).
2. Aturan Hund (Aturan Multiplisitas Maksimum): Ketika mengisi orbital-orbital yang memiliki tingkat energi yang sama (orbital terdegenerasi, seperti tiga orbital $p$ atau lima orbital $d$), elektron akan mengisi setiap orbital secara tunggal dengan spin paralel, sebelum berpasangan. Tujuannya adalah mencapai multiplisitas spin maksimum (lebih stabil).
3. Prinsip Larangan Pauli: Dalam satu atom, tidak ada dua elektron yang boleh memiliki keempat bilangan kuantum ($n, l, m_l, m_s$) yang sama. Ini berarti setiap orbital hanya dapat menampung maksimal dua elektron, dan keduanya harus memiliki arah spin yang berlawanan.

---

4. Sistem Periodik dan Tren Sifat

Tabel Periodik mengelompokkan unsur berdasarkan konfigurasi elektron terluarnya (elektron valensi), yang mendasari semua sifat kimia.

4.1. Pengelompokan Berdasarkan Blok Orbital

Blok	Orbital Valensi	Kelompok Unsur	Ciri Khas
s	$s$	Golongan I (Alkali) dan II (Alkali Tanah)	Logam yang sangat reaktif, cenderung melepaskan elektron.
p	$s$ dan $p$	Golongan 13 sampai 18 (kecuali He)	Mencakup nonlogam, metaloid, dan beberapa logam. Sifat sangat bervariasi.
d	$(n-1)d$ dan $ns$	Logam Transisi (Golongan 3 sampai 12)	Mampu membentuk ion dengan berbagai bilangan oksidasi dan senyawa berwarna; fokus utama kimia anorganik.
f	$(n-2)f$ dan $ns$	Lantanida dan Aktinida	Unsur transisi dalam; sifat kimia yang sangat mirip.

4.2. Tren Sifat Periodik Utama

Tren ini adalah kunci untuk memprediksi reaktivitas unsur anorganik:

1. Jari-jari Atom dan Ion
   • Dalam Satu Periode (kiri ke kanan): Jari-jari menurun. Ini disebabkan oleh peningkatan muatan inti efektif ($\text{Z}_{eff}$) yang menarik elektron valensi lebih kuat, meskipun jumlah kulit tetap.
   • Dalam Satu Golongan (atas ke bawah): Jari-jari meningkat. Ini karena penambahan jumlah kulit elektron ($n$ yang lebih besar).
   • Jari-jari Ion: Kation (ion positif) selalu lebih kecil dari atom netralnya; Anion (ion negatif) selalu lebih besar dari atom netralnya.
2. Energi Ionisasi (EI atau $IE$)
   • Definisi: Energi minimum yang diperlukan untuk melepaskan satu elektron dari atom netral dalam fasa gas.
   • Tren: Meningkat dari kiri ke kanan (karena $\text{Z}_{eff}$ meningkat) dan menurun dari atas ke bawah (karena jarak elektron dari inti bertambah).
   • Pengecualian: Terdapat sedikit penyimpangan antara Golongan 2 dan 13, serta 15 dan 16, yang berkaitan dengan stabilitas konfigurasi penuh atau setengah penuh.
3. Afinitas Elektron (AE atau $EA$)
   • Definisi: Perubahan energi ketika satu elektron ditambahkan ke atom netral dalam fasa gas (biasanya bersifat eksotermik, nilai negatif).
   • Tren: Cenderung meningkat (semakin negatif) dari kiri ke kanan. Halogen (Golongan 17) memiliki afinitas elektron paling negatif karena sangat mudah menarik satu elektron untuk mencapai konfigurasi gas mulia.
4. Keelektronegatifan (EN)
   • Definisi: Kemampuan relatif suatu atom untuk menarik elektron dalam suatu ikatan kimia.
   • Tren: Meningkat dari kiri ke kanan dan menurun dari atas ke bawah.
   • Unsur paling elektronegatif adalah Fluorin (F).
   • Perbedaan keelektronegatifan ($\Delta EN$) menentukan jenis ikatan: $\Delta EN$ besar $\rightarrow$ Ikatan Ionik; $\Delta EN$ kecil $\rightarrow$ Ikatan Kovalen.