Energi ionisasi adalah energi minimum (dalam kJ/mol) yang diperlukan untuk melepaskan elektron dari atom gas dalam keadaan dasarnya. Dengan kata lain, energi ionisasi adalah jumlah energi dalam kilojoule yang dibutuhkan untuk melepaskan 1 mol elektron dari 1 mol atom gas.
Besarnya energi ionisasi adalah ukuran seberapa "rapatnya" elektron dipegang dalam atom. Semakin tinggi energi ionisasi, semakin sulit untuk melepaskan elektron.
Energi + X(g) → X⁺(g) + e⁻ (8.3)
disebut energi ionisasi pertama (I₁). Dalam Persamaan (8.3), X mewakili atom dari unsur apa pun dan e- adalah elektron. Energi ionisasi kedua (I₂) dan energi ionisasi ketiga (I₃) ditunjukkan dalam persamaan berikut:
Energi + X⁺(g) → X²⁺(g) + e⁻ ionisasi kedua
Energi + X²⁺(g) → X³⁺(g) + e⁻ ionisasi ketiga
Pola ini berlanjut untuk melepaskan elektron selanjutnya.
Ketika sebuah elektron dilepas dari atom, tolakan di antara elektron yang tersisa berkurang. Dengan demikian, energi ionisasi selalu meningkat dengan urutan sebagai berikut:
I₁ < I₂ < I₃ < ...
Tabel 8.2 mencantumkan energi ionisasi dari 20 unsur pertama. Ionisasi selalu merupakan proses endotermik. Dengan konvensi, energi yang diserap oleh atom (atau ion) dalam proses ionisasi memiliki nilai positif. Jadi, energi ionisasi semuanya bernilai positif.
Gambar 8.11 menunjukkan variasi energi ionisasi pertama terhadap nomor atom. Kecenderungan ini disebabkan oleh peningkatan muatan inti efektif dari kiri ke kanan (seperti dalam kasus variasi jari-jari atom). Muatan inti efektif yang lebih besar berarti elektron valensi yang lebih rapat.. Fitur penting pada Gambar 8.11 adalah puncak yang sesuai dengan gas mulia. Kita cenderung mengasosiasikan konfigurasi elektron kulit valensi penuh dengan tingkat stabilitas kimia yang melekat.
keteraturan energi ionisasi(EI) dalam sistem periodik adalah sebagai berikut:
- Energi ionisasi(EI) pertama selalu lebih rendah dari EI kedua. Hal tersebut menunjukkan bahwa semakin sulit melepaskan elektron berikutnya. Keadaan ini dikarenakan semakin dekatnya elektron dengan inti atom sehingga semakin kuatnya gaya tarik-menarik inti terhadap elektron.
- Dalam satu perioda, umumnya energi ionisasi(EI) meningkat dari kiri ke kanan, searah dengan meningkatnya nomor atom. Hal ini dikarenakan kulit valensinya tetap sementara muatan inti bertambah positif sehingga volume inti atom meningkat dan nilai jari-jari atom berkurang. Keadaan ini menyebabkan gaya tarik-menarik inti terhadap elektron terluar semakin kuat. Akibatnya, EI semakin besar.
- Dalam satu golongan, energi ionisasi(EI) menurun dari atas ke bawah searah meningkatnya nomor atom. Hal ini dikarenakan muatan inti bertambah positif sehingga kulit atom bertambah (volume bertambah) dan nilai jari-jari atom meningkat. Keadaan ini menyebabkan gaya tarik-menarik inti terhadap elektron terluar semakin lemah. Akibatnya, EI semakin berkurang.
- Energi ionisasi(EI) pertama unsur golongan VIIIA paling tinggi di antara golongan unsur yang lain. Hal itu terjadi karena konfigurasinya yang penuh pada kulit terluar yang membuatnya stabil. Kestabilan ini disebabkan atom-atom gas mulia memiliki elektron valensi paling banyak (8 elektron). Oleh karena itu, untuk mengeluarkan elektron valensi dari atom gas mulia memerlukan EI yang sangat besar.
Seperti Gambar 8.11 menunjukkan, logam memiliki energi ionisasi yang relatif rendah dibandingkan dengan non logam. Energi ionisasi metaloid umumnya jatuh di antara logam dan non logam. Perbedaan energi ionisasi menunjukkan mengapa logam selalu membentuk kation dan non logam membentuk anion dalam senyawa ionik. Dengan demikian, karakter logam unsur-unsur dalam suatu golongan meningkat dari atas ke bawah.Sebagai contoh, di Golongan 4A, karbon adalah non logam, silikon dan germanium adalah metaloid, dan timah dan timbal adalah logam.
8.5 Afinitas Elektron [Kembali]
Sifat lain yang sangat memengaruhi sifat kimia atom adalah kemampuannya untuk menerima satu atau lebih elektron. Sifat ini disebut afinitas elektron, yang merupakan perubahan energi negatif yang terjadi ketika elektron diterima oleh atom dalam bentuk gas membentuk anion.
X(g) + e⁻ → X⁻ (g) (8.4)
Pertimbangkan proses di mana atom fluorin gas menerima elektron:
F(g) + e⁻ → F⁻(g) 𝛥H = -328 kJ/mol
Oleh karena itu, afinitas elektron fluorin diberi nilai +328 kJ/mol. Semakin positif afinitas elektron suatu unsur, semakin besar afinitas atom unsur untuk menerima elektron. Cara lain untuk melihat hubungan elektron adalah dengan menganggapnya sebagai energi yang harus disediakan untuk melepaskan elektron dari anion. Untuk fluor, kita menulis
F⁻(g) → F(g) + e⁻ 𝛥H = +328 kJ/mol
Dengan demikian, afinitas elektron bernilai positif yang besar merupakan ion negatif yang sangat stabil (yaitu, atom memiliki kecenderungan besar untuk menerima elektron), seperti halnya energi ionisasi tinggi dari sebuah atom berarti bahwa elektron dalam atom sangat stabil.
Secara eksperimental, afinitas elektron ditentukan dengan mengeluarkan elektron tambahan dari anion. Berbeda dengan energi ionisasi, afinitas elektron sulit diukur karena anion dari banyak unsur tidak stabil. Tabel 8.3 menunjukkan afinitas elektron dari beberapa unsur representatif dan gas mulia, dan Gambar 8.12 memplot afinitas elektron dari 56 unsur pertama terhadap nomor atom. Kecenderungan keseluruhan adalah peningkatan kecenderungan untuk menerima elektron (nilai afinitas elektron menjadi lebih positif) dari kiri ke kanan melintasi suatu periode. Afinitas elektron logam umumnya lebih rendah daripada nonlogam. Nilai-nilainya sedikit berbeda dalam suatu golongan. Halogen (Golongan 7A) memiliki nilai afinitas elektron tertinggi.
Ada korelasi umum antara afinitas elektron dan muatan inti efektif, yang juga meningkat dari kiri ke kanan pada periode tertentu. Namun, seperti dalam kasus energi ionisasi, ada beberapa penyimpangan. Misalnya, afinitas elektron dari unsur Golongan 2A lebih rendah dari pada unsur Golongan 1A yang sesuai, dan afinitas elektron unsur Golongan 5A lebih rendah daripada unsur Golongan 4A yang sesuai. Pengecualian ini disebabkan oleh konfigurasi elektron valensi dari unsur yang terlibat. Sebuah elektron yang ditambahkan ke unsur Golongan 2A harus berakhir dalam orbital np berenergi lebih tinggi, di mana ia secara efektif dilindungi oleh elektron ns² dan karena itu mengalami tarikan yang lebih lemah terhadap inti. Oleh karena itu, ia memiliki afinitas elektron yang lebih rendah daripada unsur Golongan 1A yang sesuai. Demikian juga, lebih sulit untuk menambahkan elektron ke unsur Golongan 5A (ns² np³) daripada unsur Golongan 4A yang sesuai (ns² np²) karena elektron yang ditambahkan ke unsur Golongan 5A harus ditempatkan dalam orbital np yang sudah mengandung elektron dan karenanya akan mengalami tolakan elektrostatik yang lebih besar. Akhirnya, terlepas dari kenyataan bahwa gas mulia memiliki muatan inti efektif tinggi, mereka memiliki afinitas elektron yang sangat rendah (nol atau nilai negatif). Alasannya adalah bahwa elektron yang ditambahkan ke atom dengan konfigurasi ns² np⁶ harus memasuki orbital (n + 1), di mana ia terlindungi dengan baik oleh elektron inti dan hanya akan sangat lemah tertarik oleh inti. Analisis ini juga menjelaskan mengapa spesies dengan kulit valensi lengkap cenderung stabil secara kimia.
Contoh 8.5 menunjukkan mengapa logam alkali tanah tidak memiliki kecenderungan besar untuk menerima elektron.
8.6 Variasi dalam Sifat Kimia Unsur Representatif [Kembali]
Pada tingkat konseptual, kedua ukuran ini berhubungan dengan cara yang sederhana: Energi ionisasi mengukur daya tarik atom terhadap elektronnya sendiri, sedangkan afinitas elektron mengekspresikan daya tarik atom untuk elektron tambahan yang berasal dari atom lain. Bersama-sama keduanya memberikan wawasan tentang daya tarik umum atom terhadap elektron.
Kita telah melihat bahwa karakter logam unsur-unsur berkurang dari kiri ke kanan melintasi suatu periode dan meningkat dari atas ke bawah dalam suatu golongan. Atas dasar kecenderungan ini dan pengetahuan bahwa logam biasanya memiliki energi ionisasi yang rendah sedangkan nonlogam biasanya memiliki afinitas elektron yang tinggi, kita sering dapat memprediksi hasil reaksi yang melibatkan beberapa unsur ini.
Kecenderungan Umum Dalam Sifat Kimia
Kita telah mengatakan bahwa unsur-unsur dalam golongan yang sama mirip satu sama lain dalam sifat kimia karena mereka memiliki konfigurasi elektron valensi yang sama. Anggota pertama dari masing-masing golongan (unsur dalam periode kedua dari lithium sampai fluor) berbeda dari sisa anggota golongan yang sama. Lithium, misalnya, menunjukkan banyak, tetapi tidak semua, sifat karakteristik logam alkali. Demikian pula, berilium adalah anggota yang agak tipikal dari Golongan 2A, dan seterusnya. Perbedaannya dapat dikaitkan dengan ukuran kecil dari unsur pertama di setiap golongan (lihat Gambar 8.5).
Kecenderungan lain dalam sifat kimia unsur-unsur yang representatif adalah hubungan diagonal. Hubungan diagonal adalah kesamaan antara pasangan unsur dalam golongan yang berbeda dan periode tabel periodik. Secara khusus, tiga anggota pertama dari periode kedua (Li, Be, dan B) menunjukkan banyak kesamaan dengan unsur-unsur yang terletak diagonal di bawahnya dalam tabel periodik (Gambar 8.13). Alasan untuk fenomena ini adalah kedekatan kepadatan muatan kationnya. (Densitas muatan adalah muatan ion dibagi dengan volumenya.) sifat kimia lithium menyerupai magnesium dalam beberapa hal; pegangan yang sama untuk berilium dan aluminium dan untuk boron dan silikon.
Gambar 8.13 Hubungan diagonal dalam tabel periodik.
Ingatlah bahwa perbandingan sifat-sifat unsur dalam golongan yang sama paling valid jika kita berurusan dengan unsur-unsur dari jenis yang sama sehubungan dengan karakter logamnya. Pedoman ini berlaku untuk unsur-unsur dalam Golongan 1A dan 2A, yang semuanya merupakan logam, dan unsur-unsur dalam Golongan 7A dan 8A, yang semuanya bukan logam. Dalam Golongan 3A sampai 6A, di mana unsur-unsur berubah baik dari bukan logam menjadi logam atau dari bukan logam menjadi metaloid, adalah wajar untuk mengharapkan variasi yang lebih besar dalam sifat kimia meskipun anggota dari golongan yang sama memiliki konfigurasi elektron luar yang sama.
Sekarang mari kita melihat lebih dekat sifat-sifat kimia dari unsur-unsur yang representatif dan gas-gas mulia. (Kita akan mempertimbangkan kimia logam transisi di Bab 22.)
Hidrogen (1s¹)
Secara tradisional hidrogen diperlihatkan di Golongan 1A, tetapi itu benar-benar bisa menjadi satu kelas dengan sendirinya. Seperti logam alkali, ia memiliki elektron valensi tunggal dan membentuk ion unipositif (H⁺), yang terhidrasi dalam larutan. Di sisi lain, hidrogen juga membentuk ion hidrida (H⁻) dalam senyawa ionik seperti NaH dan CaH₂. Dalam hal ini, hidrogen menyerupai halogen, yang semuanya membentuk ion uninegatif (F₂, Cl₂, Br₂, dan I₂) dalam senyawa ionik. Hidrida ionik bereaksi dengan air menghasilkan gas hidrogen dan hidroksida logam yang sesuai:
2NaH(s) + 2H₂O(l) → 2NaOH(aq) + H₂(g)
CaH₂(s) + 2H₂O(l) → Ca(OH)₂(aq) + 2H₂(g)
Tentu saja, senyawa hidrogen yang paling penting adalah air, yang terbentuk ketika hidrogen terbakar di udara:
2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(l)
- Unsur Golongan IA (ns¹, n ≥ 2)
Gambar 8.14 menunjukkan unsur-unsur Golongan 1A, logam alkali. Semua unsur ini memiliki energi ionisasi yang rendah dan karenanya cenderung kehilangan elektron valensi tunggal. Bahkan, di sebagian besar senyawanya mereka adalah ion unipositif. Logam-logam ini sangat reaktif sehingga tidak pernah ditemukan dalam keadaan murni di alam. Mereka bereaksi dengan air menghasilkan gas hidrogen dan logam hidroksida yang sesuai:
2M(s) + 2H₂O(l) → 2MOH(aq) + H₂(g)
di mana M menunjukkan logam alkali. Ketika terkena udara, mereka secara bertahap kehilangan penampilan mengkilap saat mereka bereaksi dengan gas oksigen membentuk oksida. Lithium membentuk lithium oksida (mengandung ion O²⁻):
4Li(s) + O₂(g) → 2Li₂O(l)
Logam alkali lainnya semuanya membentuk oksida dan peroksida (mengandung ion O₂²⁻). Sebagai contoh,
2Na(s) + O₂(g) → 2Na₂O₂(l)
Kalium, rubidium, dan sesium juga membentuk superoksida (mengandung ion O₂⁻):
K(s) + O₂(g) → KO₂(s)
Alasan mengapa berbagai jenis oksida terbentuk ketika logam alkali bereaksi dengan oksigen berkaitan dengan stabilitas oksida dalam keadaan padat. Karena semua oksida ini adalah senyawa ionik, kestabilannya tergantung pada seberapa kuat kation dan anion menarik satu sama lain. Lithium cenderung membentuk lithium oksida karena senyawa ini lebih stabil daripada lithium peroksida. Pembentukan oksida logam alkali lainnya dapat dijelaskan dengan cara yang sama.
Gambar 8.14 Unsur Golongan 1A: logam alkali. Francium (tidak ditampilkan) bersifat radioaktif.
- Unsur Golongan 2A (ns², n ≥ 2)
Gambar 8.15 menunjukkan unsur-unsur Golongan 2A. Sebagai suatu golongan, logam alkali tanah agak kurang reaktif dibandingkan logam alkali. Energi ionisasi pertama dan kedua berkurang dari berilium ke barium. Jadi, kecenderungannya adalah membentuk ion M²⁺ (di mana M menunjukkan atom logam alkali tanah), dan karenanya karakter logam meningkat dari atas ke bawah. Sebagian besar senyawa berilium (BeH₂ dan berilium halida, seperti BeCl₂) dan beberapa senyawa magnesium (MgH₂, misalnya) lebih bersifat molekul daripada bersifat ionik.
Gambar 8.15 Unsur Golongan 2A: logam alkali tanah.
Reaktivitas logam alkali tanah dengan air sangat bervariasi. Berilium tidak bereaksi dengan air; magnesium bereaksi lambat dengan uap air; kalsium, strontium, dan barium cukup reaktif untuk menyerang air dingin:
Ba(s) + H₂O(l) → Ba(OH)₂(aq) + H₂(g)
Reaktivitas logam alkali tanah terhadap oksigen juga meningkat dari Be ke Ba. Berilium dan magnesium membentuk oksida (BeO dan MgO) hanya pada suhu tinggi, sedangkan CaO, SrO, dan BaO terbentuk pada suhu kamar.
Magnesium bereaksi dengan larutan asam dalam air, membebaskan gas hidrogen:
Mg(s) + H⁺(aq) → Mg²⁺(aq) + H₂(g)
Kalsium, strontium, dan barium juga bereaksi dengan larutan asam dalam air menghasilkan gas hidrogen. Namun, karena logam ini juga menyerang air, dua reaksi berbeda akan terjadi secara bersamaan.
- Unsur Golongan 3A (ns² np¹, n ≥ 2)
Anggota pertama Golongan 3A, boron, adalah metaloid; sisanya adalah logam (Gambar 8.16). Boron tidak membentuk senyawa ion biner dan tidak reaktif terhadap gas oksigen dan air. Unsur berikutnya, aluminium, dapat membentuk aluminium oksida ketika terkena udara:
4Al(s) + 3O₂(g) → 2Al₂O₃(s)
Aluminium yang memiliki lapisan pelindung aluminium oksida kurang reaktif dibandingkan aluminium unsur. Aluminium hanya membentuk ion tripositif. Bereaksi dengan asam klorida sebagai berikut:
2Al(s) + 6H⁺(aq) → 2Al³⁺(aq) + 3H₂(g)
Unsur logam Golongan 3A lainnya membentuk ion unipositif dan tripositif. Bergerak turun golongan, kita menemukan bahwa ion unipositive menjadi lebih stabil daripada ion tripositif.
Unsur logam dalam Golongan 3A juga membentuk banyak senyawa molekul. Sebagai contoh, aluminium bereaksi dengan hidrogen membentuk AlH₃, yang menyerupai BeH₂ dalam sifat-sifatnya. (Ini adalah contoh hubungan diagonal.) Jadi, dari kiri ke kanan melintasi tabel periodik, kita melihat pergeseran bertahap dari karakter logam ke karakter non logam dalam unsur yang representatif.
Gambar 8.16 Unsur Golongan 3A. Titik leleh rendah gallium (29,8°C) menyebabkannya meleleh saat dipegang.
- Unsur Golongan 4A (ns² np², n ≥ 2)
Sn(s) + 2H⁺(aq) → Sn²⁺(aq) + H₂(g)
Pb(s) + 2H⁺(aq) → Pb²⁺(aq) + H₂(g)
Unsur-unsur Golongan 4A membentuk senyawa-senyawa baik dalam keadaan oksidasi +2 dan +4. Untuk karbon dan silikon, oksidasi +4 adalah yang lebih stabil. Sebagai contoh, CO₂ lebih stabil daripada CO, dan SiO₂ adalah senyawa stabil, tetapi SiO tidak ada dalam kondisi normal. Namun, ketika kita bergerak turun dari golongan, kecenderungan stabilitas berbalik. Dalam senyawa timah, oksidasi +4 hanya sedikit lebih stabil daripada oksidasi +2. Dalam senyawa timbal, tingkat oksidasi +2 tidak diragukan lagi yang lebih stabil. Konfigurasi elektron terluar dari timbal adalah 6s² 6p², dan timbal cenderung kehilangan hanya elektron 6p (membentuk Pb²⁺) daripada elektron 6p dan 6s (membentuk Pb⁴⁺).
- Unsur Golongan 5A (ns² np³, n ≥ 2)
Dalam Golongan 5A, nitrogen dan fosfor adalah non logam, arsenik dan antimon adalah metaloid, dan bismut adalah logam (Gambar 8.18). Dengan demikian, kita mengharapkan variasi sifat yang lebih besar di dalam golongan.
Unsur nitrogen adalah gas diatomik (N₂). Ini membentuk sejumlah oksida (NO, N₂O, NO₂, N₂O₄, dan N₂O₅), di mana hanya N₂O₅ yang merupakan padatan; yang lain adalah gas. Nitrogen memiliki kecenderungan untuk menerima tiga elektron untuk membentuk ion nitrida, N³⁻ (sehingga mencapai konfigurasi elektron 1s² 2s² 2p⁶, yang isoelektronik dengan neon). Sebagian besar nitrida logam (Li₃N dan Mg₃N₂, misalnya) adalah senyawa ionik. Fosfor ada sebagai molekul P₄. Ini membentuk dua oksida padat dengan rumus P₄O₆ dan P₄O₁₀. Asam okso- penting HNO₃ dan H₃PO₄ terbentuk ketika oksida berikut bereaksi dengan air:
N₂O₅(s) + H₂O(l) → 2H(NO)₃(aq)
P₄O₁₀(s) + 6H₂O(l) → 4H₃PO₄(aq)
Arsenik, antimon, dan bismut memiliki struktur tiga dimensi yang luas. Bismut adalah logam yang jauh lebih sedikit reaktif daripada logam dalam golongan sebelumnya.
- Unsur Golongan 6A (ns² np⁴, n ≥ 2)
SO₃(g) + H₂O(l) → H₂SO₄(aq)
- Unsur Golongan 7A (ns² np⁵, n ≥ 2)
2F₂(g) + 2H₂O(l) → 4HF(aq) + O₂(g)
Halogen memiliki energi ionisasi yang tinggi dan hubungan elektron positif yang besar. Anion yang berasal dari halogen (F₂, Cl₂, Br₂, dan I₂) disebut halida. Semuanya isoelektronik dengan gas mulia di sebelah kanannya dalam tabel periodik.
- Unsur Golongan 8A (ns² np⁶, n ≥ 2)
Perbandingan Unsur Golongan 1A dan 1B
Ketika kita membandingkan unsur Golongan 1A (logam alkali) dan unsur Golongan 1B (tembaga, perak, dan emas), kita sampai pada kesimpulan yang menarik. Meskipun logam dalam dua golongan ini memiliki konfigurasi elektron terluar yang serupa, dengan satu elektron di orbital terluar, sifat kimianya sangat berbeda.
Gambar 8.23 Kristal xenon tetraflorida (XeF₄).
Sifat-sifat Oksida di Suatu Periode
Salah satu cara untuk membandingkan sifat-sifat unsur yang representatif dalam suatu periode adalah dengan memeriksa sifat-sifat serangkaian senyawa yang serupa. Karena oksigen bergabung dengan hampir semua unsur, kita akan membandingkan sifat-sifat oksida dari unsur periode ketiga untuk melihat bagaimana logam berbeda dari metaloid dan nonlogam. Kita mengamati sebelumnya bahwa oksigen memiliki kecenderungan membentuk ion oksida. Kecenderungan ini sangat disukai ketika oksigen bergabung dengan logam yang memiliki energi ionisasi rendah, yaitu yang ada di Golongan 1A dan 2A, ditambah aluminium. Ketika energi ionisasi unsur-unsur meningkat dari kiri ke kanan, demikian pula sifat molekul oksida yang terbentuk. Silikon adalah metaloid; oksida juga memiliki jaringan tiga dimensi yang sangat besar, walaupun tidak ada ion.
Sebagian besar oksida dapat diklasifikasikan sebagai asam atau basa tergantung pada apakah mereka menghasilkan asam atau basa ketika dilarutkan dalam air atau bereaksi sebagai asam atau basa dalam proses tertentu. Beberapa oksida bersifat amfoter, yang berarti oksida tersebut menunjukkan sifat asam dan sifat basa. Dua oksida pertama dari periode ketiga, Na₂O dan MgO, adalah oksida basa. Sebagai contoh, Na₂O bereaksi dengan air membentuk basa natrium hidroksida:
Na₂O(s) + H₂O(l) → 2NaOH(aq)
Magnesium oksida sangat tidak larut; itu tidak bereaksi dengan air sampai batas tertentu. Namun, ia bereaksi dengan asam dengan cara yang serupa dengan reaksi asam-basa:
MgO(s) + HCl(aq) → MgCl₂(aq) + H₂O(l)
Perhatikan bahwa produk dari reaksi ini adalah garam (MgCl₂) dan air, produk yang biasa digunakan untuk netralisasi asam basa.Aluminium oksida bahkan lebih jarang larut daripada magnesium oksida; itu juga tidak bereaksi dengan air. Namun, itu menunjukkan sifat basa ketika bereaksi dengan asam:
Al₂O₃(s) + 6HCl(aq) → 2AlCl₃(aq) + 3H₂O(l)
Ini juga menunjukkan sifat asam ketika bereaksi dengan basa:
Al₂O₃(s) + 2NaOH(aq) + 3H₂O(l) → 2NaAl(OH)₄(aq)
Dengan demikian, Al₂O₃ diklasifikasikan sebagai oksida amfoter karena memiliki sifat asam dan sifat basa. Oksida amfoter lainnya adalah ZnO, BeO, dan Bi₂O₃.
Silikon dioksida tidak larut dan tidak bereaksi dengan air. Larutan memiliki sifat asam, karena bereaksi dengan basa yang sangat pekat.
Tidak ada komentar:
Posting Komentar