TULISAN 43 : KIMIA : TABEL PERIODIK UNSUR

Standard

 

  1. I.      PERKEMBANGAN TABEL PERIODIK UNSUR

(M

a. Tabel Periodik Mendelev

Mendellev menemukan jika usur disusun menurut massa atom yang meningkat, maka unsur

dengan sifat sifat yang sama akan tersusun secara periodik. Mendeleev mereaksikan beberapa unsur dengan gas klor. Hasilnya adalah senyawa yang larut dalam air , dengan rumus MCl. Fakta yang sama ditunjukkan oleh unsur Be, Mg, Ca, dan Sr yang membentuk senyawa BeCl2, MgCl2, CaCl2 dan SrCl2

Mengacu pada sifat sifat unsur, Mendellev menyusun unsur unsur menggunakan kartu yang jumlahnya sama dengan jumlah unsur yang saat itu diketahui. Setiap kartu bertuliskan sifat sifat unsur dan berat atom. Ia menemukan pengulangan sifat unsur dalam daftar unsurnya. Mendellev mengelompokkan unsur unsur tersebut dalam beberapa baris. Unsur unsur yang terletak dalam kolom yang sama meiliki sifat mirip.

b. Tabel Periodik Meyer

Lothar meyer menyusun tabel periodik yang hampir mirip dengan tabel periodik yang disusun oleh Mendellev.Meyer menempatkan unsur unsur dengan valensi yang sama dalam satu kolom. Gagasan Meyer lebih sederhana dibandingkan tabel periodik Mendellev. Sayangnya meyer baru mempublikasikan pada tahun 1870.

c. Pengelompokan Unsur Cara Moseley

 

Pada Tahun 1909 dan 1911, Rutherford berhasil menemukan salah satu partikel dasar penyusun atom yaitu proton dan inti atom. Berdasarkan penemuan Rutherford, Henry Moseley meneliti spektrum sinar X dan hubunganya dengan jumlah muatan listrik menggunakan spektroskopi sinar X.Lalu memplotkan frekuensi sinar X dengan dan kenaikan nomor atom.Hasilnya berupa garis lurus yang menunjukkan hubungan antara nomor atom dan sifat atom secara periodik. Kemudian, Moseley menyusun unsur tersebut berdasarkan kenaikan nomor atom dalam bentuk tabel periodik.

d. Pengelompokan Unsur Cara Seaborg

 

Pada tahun 1940, Glenn Seaborg berhasil menemukan unsur transuranium yaitu unsur dengan nomor atom 94-102. Akan tetapi timbul masalah mengenai penempatan unsur unsur transuranium dalam tabel periodik.Masalah itu dapat terpecahkan dengan cara membuat baris baru sehingga tabel periodik Moseley berubah.Tabel ini disusun atas 7 periode dan 18 kolom.

Berdasarkan tabel periodik modern unsur unsur dikelompokkan kedalam golongan utanma (IA – VIII A) dan golongan transisi (IB – VIIIB)

Ada 2 baris unsur yang diletakkan tepat dinawah tabel.Unsur unsur itu dikenal dengan unsur transisi bagian dalam.Tabel inilah sampai saat ini yang dianggap paling benar dan sering kita kenal dengan tabel Sistem periodik Unsur

1.        Hukum Triad oleh Deboriner (1817): suatu triad adalah 3 unsur yang disusun berdasarkan kenaikan massa atom relatif (Ar)-nya, sehingga Ar unsur ke 2 kira-kira sama dengan rata-rata unsur ke 1 dan ke 3

Rata-rata unsur 1 dan 3 = 35,5+1272=81,2

Contoh : Klorin    = 35,3

               Bromin = 79,9

               Iodin     = 127

Kelemahan teori ini : unsur-unsur yang memiliki kemiripan sifat tidak hanya tediri dari 3 unsur saja

 2.    Hukum Oktaf oleh Newlands (1865): jika unsur disusun berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya, maka unsur ke-8 sifatnya mirip dengan unsur ke-1, dan unsur ke-9 mirip dengan unsur ke2

Kelemahan : hanya cocok umtuk unsur bernomor massa kecil

 

3.        Sistem Periodik Mendeleev (1869)

 a.  Dua ahli kimia, Lothar Meyer (Jerman) dan Dmitri Ivanovich Mendeleev (Rusia) berdasarkan pada prinsip dari Newlands, melakukan penggolongan unsur.

 b.  Lothar Meyer lebih mengutamakan sifat-sifat kimia unsur sedangkan Mendeleev lebih mengutamakan kenaikan massa atom.

 c.  Menurut Mendeleev : sifat-sifat unsur adalah fungsi periodik dari massa atom relatifnya. Artinya : jika unsur-unsur disusun menurut kenaikan massa atom relatifnya, maka sifat tertentu akan berulang secara periodik.

 d.  Unsur-unsur yang memiliki sifat-sifat serupa ditempatkan pada satu lajur tegak, disebut Golongan.

 e.  Sedangkan lajur horizontal, untuk unsur-unsur berdasarkan pada kenaikan massa atom relatifnya dan disebut Periode.

                

 Kelebihan Sistem Periodik Mendeleev:

1.  Sifat kimia dan fisika unsur dalam satu golongan mirip dan berubah secara teratur

2.  Dapat meramalkan sifat unsur yang belum ditemukan waktu itu dan telah mempunyai tempat yang kosong

3.  Sistem Periodik Mendelev tidak mengalami perubahan setelah penemuan unsur-unsur gas mulia.

 Kelemahan :

 1.  Panjang periode tidak sama

 2.  Penempatan beberapa unsur tidak sesuai dengan kenaikan massa atom relatifnya, unsur unsur tersebut adalah Ar dengan K, Te dengan I, Co dengan Ni dan Th dengan Pa.

 3.  Triade besi (Fe, Co, dan Ni), triade platina ringan (Ru, Rh, dan Pd), dan triade platina (Os, Ir, dan Pt) dimasukkan ke dalam golongan VIII.

 4.  Selisih massa atom relatifnya antara dua unsur yang berurutan tidak teratur (antara –1 dan +4), sehingga sukar untuk meramal unsur-unsur yang belum ditemukan. Hal ini diperumit dengan menentukan massa atom belum distandarkan dan kadang kimiawan menggunakan massa atom yang berbeda untuk unsur yang sama

 5.  Anomali (penyimpangan) unsur hidrogen dari yang lain tidak dijelaskan

4.        Sistem periodik modern (sistem periodik panjang) oleh IUPAC (1923)

 i.      Dikemukakan oleh Henry G Moseley, yang berpendapat bahwa sifat-sifat unsur merupakan fungsi periodik dari nomor atomnya.

 ii.      Artinya : sifat dasar suatu unsur ditentukan oleh nomor atomnya bukan oleh massa atom relatifnya

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

II. MENENTUKAN GOLONGAN DAN PERIODE SUATU UNSUR

(NADYA GUSNITA SARI)

  1. GOLONGAN

 

Golongan adalah kolom-kolom vertikal yang ada pada tabel periodik unsur. Unsur-unsur dalam satu golongan mempunyai sifat yang sama. Penomoran golongan dilakukan berdasarkan electron valensi (elektron yang beada pada kulit paling luar) yang dimiliki suatu unsur. Setiap unsur yang memiliki elektron valensi sama, akan menempati golongan yang sama pula. Nomor golongan ditulis dengan angka romawi.

 

 

 

Untuk menentukan nomor golongan, unsur-unsur dibagi menjadi 3 kelompok :

  1. Unsur-unsur utama (representatif)

Unsur-unsur utama ini juga disebut Golongan A. Unsur yang pengisian elektronnya berakhir pada subkulit s atau p.

Nomor Golongan  = Nomor elektron terluar

Berikut nama-nama Golongan A:

Golongan

Nama Khusus

Unsur-unsur

IA

1

Alkali

Li, Na, K, Rb, Cs, dan Fr

IIA

2

Alkali Tanah

Be, Mg, Ca, Sr, Ba, dan Ra

IIIA

3

Boron

B, Al, Ga, In, dan Tl

IVA

4

Karbon

C, Si, Ge, Sn, dan Pb

VA

5

Nitrogen

N, P, As, Sb, dan Bi

VIA

6

Oksigen

O, S, Se, Te, dan Po

VIIA

7

Halogen

F, Cl, Br, I, dan At

VIIIA

8

Gas Mulia

He, Ne, Ar, Kr, Xe, dan  Rn

 

I A              = Alkali berakhir pada subkulit s1. Semua yang ada dalam kolom IA adalah alkali kecuali Halogen yang tidak memiliki golongan.

II A             = Alkali Tanah berakhir pada subkulit s2. Terkecuali Helium, Helium merupakan gas mulia yang berarti helium termasuk kedalam golongan VIIIA.
III A            = Boron berakhir pada subkulit s2 p1

IV A            = Karbon berakhir pada subkulit s2 p2

V A             = Nitrogen berakhir pada subkulit s2 p3

VI A            = Oksigen berakhir pada subkulit s2 p4

VII A           = Halogen berakhir pada subkulit s2 p5

VIII A          = Gas Mulia berakhir pada subkulit s2 p6

  1. Unsur-unsur transisi (peralihan)

Unsur-unsur ransisi ini juga disebut Golongan B. Unsur yang pengisian elektronnya berakhir pada subkulit d.

Nomor Golongan = Jumlah Elektron s+d

Catatan Khusus :

s + d = 9 masuk kedalam golongan VIII B

s + d = 10 masuk kedalam golongan VIII B

s + d = 11 masuk kedalam golingan I B

s + d = 12 masuk kedalam golongan II B

  1. Unsur-unsur transisi dalam

Unsur Transisi dalam adalah unsur yang pengisian elektronnya berakhir pada subkulit f. Unsur ini biasanya dituliskan terpisah di bawah.

(1)   Unsur-unsur Lantanida : berakhir ada subkulit 4f. Termasuk Golongan IIIB periode 6 yang berisi 14 unsur dengan sifat mirip

(2)   Unsur-unsur Aktinida : berakhir pada subkulit 5f. Termasuk golongan IIIB periode 7 berisi 14 unsur dengan sifat mirip

 

*cara menentukan golongan

1s

2s 2p

3s 3p 3d

4s 4p 4d 4f

5s 5p 5d 5f

6s 6p 6d

7s 7p

 

1s => angka 1 menunjukkan jumlah kulit dan periode suatu unsur

 

s => berisi maksimal 2 elektron

p => berisi maksimal 6 elektron

d => berisi maksimal 10 elektron

f  => berisi maksimal 14 elektron

 

1. Blok s

Konfigurasi elektron unsur-unsur blok s berakhir di orbital s. Blok s ditempati oleh unsur-unsur golongan IA dan IIA.

Contoh :

11Na = 1s2 2s2 2p6 3s1

Na memiliki harga n = 3, elektron valensi = 1, sehingga Na terletak pada periode ke 3, golongan IA.

2. Blok p

Sebagaimana unsur blok s, konfigurasi elektron pada blok p juga berakhir di orbital p. Orbital p ditempati oleh unsur-unsur golongan IIIA sampai VIIIA.

Contoh :

16S = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

S memiliki harga n = 3, electron valensi = 2 + 4 = 6, sehingga Na terletak pada periode ke 3, golongan VIA.

3. Blok d

Konfigurasi elektron unsur-unsur blok d juga berakhir di orbital d. blok d ditempati oleh unsur golongan transisi (B). Berbeda dengan golongan utama, pada elektron valensi golongan B bukan merupakan banyaknya elektron terakhir pada kulit terakhir, melainkan banyaknya elektron pada orbital d terakhir di tambah dengan elektron pada orbital s terdekat.

Contoh :

27Co = [Ar] 4s2 3d7

Co memiliki harga n = 4, elektron valensi = 2 + 7 = 9, sehingga Co terletak pada periode ke 3, golongan VIIIB.

4. Blok f

Blok f ditempati oleh unsur-unsur yang electron terakhirnya terletak pada orbital f. Jika unsur-unsur blok f memiliki harga n = 6 disebut lantanida dan n = 7 disebut aktinida.

Contoh :

58Ce = [Xe] 6s2 4f2

Unsur Ce terletak pada periode 6 (lantanida)

 

2.PERIODE

Periode unsur pada sistem periodik unsur modern disusun dengan arah horizontal (baris) untuk menunjukkan kelompok unsur yang mempunyai jumlah kulit yang terisi elekron dengan jumlah sama.

Sistem periodik bentuk panjang terdiri atas 7 periode sebagai berikut :

1)        Periode 1 = periode sangat pendek berisi 2 unsur, yaitu H dan He

2)        Periode 2 = periode pendek berisi 8 unsur

3)        Periode 3 = periode pendek berisi 8 unsur

4)        Periode 4 = periode panjang berisi 18 unsur

5)        Periode 5 = periode panjang berisi 18 unsur

6)        Periode 6 = periode sangat panjang berisi 32 unsur

7)        Periode 7 = periode yang unsur-unsurnya belum lengkap berisi 30 unsur

Periode 1-3 disebut periode pendek karena unsur yang terkandung didalamnya sedikit. Sedangkan periode 6 termasuk periode sangat panjang, karena berisi 32 unsur.

Tabel periodik unsur terdiri dari 7 periode dan dua deret unsur terpisah dibawah yaitu laktanida dan aktinida.

Tiap periode terdiri dari beberapa unsur dengan jumlah berbeda-beda yaitu sebagai berikut.

  1. Periode kesatu terdiri dari 2 unsur yaitu H dan He
  2. Periode kedua terdiri dari 8 unsur
  3. Periode ketiga terdiri dari 8 unsur
  4. Periode keempat terdiri dari 18 unsur
  5. Periode kelima terdiri dari 18 unsur
  6. Periode keenam terdiri dariunsur yang ada pada tabel utama ditambah unsur-unsur pada deret lantanida (no. 57-71), sehingga jumlahnya menjadi 32 unsur
  7. Unsur pada periode ketujuh ini terdiri dari unsur pada tabel utama ditambah unsur pada deret aktinida (no.89-103), saat ini jumlahnya 28 unsur. Namun dengan ditemukannya unsur-unsur baaru jumlah unsur dalam periode ini pasti akan terus bertambah.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

III.SIFAT PERIODIK JARI-JARI ATOM, POTENSIAL IONISASI, AFINITAS ELEKTRON, DAN KEELEKTRONEGATIFAN UNSUR-UNSUR DALAM SATU GOLONGAN DAN DALAM SATU PERIODE

1.    Sifat – Sifat Periodik Unsur

 

Beberapa sifat periodik yang akan dibicarakan di sini adalah jari-jari
atom, energi ionisasi, keelektronegatifan, afinitas elektron, sifat logam, dan
titik leleh serta titik didih

  1. a.      Jari-jari Atom

Jari-jari atom adalah jarak dari inti atom sampai kulit terluar. Bagi unsur-unsur yang segolongan, jari-jari atom makin ke bawah makin besar sebab jumlah kulit yang dimiliki atom makin banyak, sehingga kulit terluar makin jauh dari inti atom.

 

Unsur-unsur yang seperiode memiliki jumlah kulit yang sama. Akan tetapi, tidaklah berarti mereka memiliki jari-jari atom yang sama pula. Semakin ke kanan letak unsur, proton dan elektron yang dimiliki makin banyak, sehingga tarik-menarik inti dengan elektron makin kuat. Akibatnya, elektron-elektron terluar tertarik lebih dekat ke arah inti. Jadi, bagi unsur-unsur yang seperiode, jari-jari atom makin ke kanan makin kecil.

 

Dalam satu golongan, konfigurasi unsur-unsur satu golongan mempunyai jumlah elektron valensi sama dan jumlah kulit bertambah. Akibatnya, jarak elektron valensi dengan inti semakin jauh, sehingga jari-jari atom dalam satu golongan makin ke bawah makin besar.

Jadi dapat disimpulkan:

1) Dalam satu golongan, jari-jari atom bertambah besar dari atas kebawah.

2) Dalam satu periode, jari-jari atom makin kecil dari kiri ke kanan.

 

Jenis jenis jari jari atom

  1. 1.      Jari-jari kovalen

Jari-jari atom diukur menggunakan jari-jari kovalen untuk elemen-elemen yang memiliki jenis ikatan kovalen. Umumnya elemen-elemen ini merupakan elemen-elemen non-logam. Secara teknis jarak yang diukur adalah setengah dari jarak internuklir antara dua atom bertetangga terdekat dalam kisi-kisi kristal.

Jari-jari kovalen untuk elemen-elemen yang tidak dapat berikatan dapat diperkirakan dengan melakukan kombinasi jari-jari dari elemen-elemen yang dapat berikatan dalam molekul untuk atom-atom yang berbeda.

 

  1. Jari-jari logam

Jari-jari atom diukur menggunakan jari-jari logam untuk elemen-elemen yang termasuk dalam elemen-elemen logam. Jari-jari logam adalah setengah jarak dari jarak internuklir terdekat dari atom-atom dalam kristal logam.

3.      Jari-jari van der Waals

Jari-jari atom diukur menggunakan jari-jari van der Waals untuk elemen yang atom-atomnya tidak dapat saling berikatan. Contoh dari kelompok ini adalah gas mulia, di mana dikatakan bahwa atom-atom dari elemen ini tak termampatkan atau terpadatkan (unsquashed).

 

  1. 2.    Energi Ionisasi

(MUHAMMAD FEBRIANIKA)

Ionisasi erat kaitannya dengan ion, aktivitas ion pada keadaan tertentu adalah pelepasan dan penarikan elektron, ionisasi dikatakan sebagai pelepasan satu elektron dari suatu atom netral. Sehingga, energi ionisasi dijabarkan sebagai sejumlah energi yang dibutuhkan untuk melepas satu elektron dari atom netralnya. Dalam ilmu yang berkembang, dikenal adanya energi ionisasi pertama(I1), energi ionisasi kedua (I2), energi ionisasi ketiga, energi ionisasi keempat, energi ionisasi suksesif (berturut-turut), dan seterusnya. Angka 1 dan 2 pada energi ionisasi menunjukkan di orbital manakah elektron tersebut telah hilang. Pada tabel periodik unsur dikenal beberapa keteraturan terhadap arah golongan dan periode. Namun, keteraturan ini tidak absolute.

            Energi ionisasi adalah energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron terluar suatu atom. Energi ionisasi ini dinyatakan dalam satuan kJ mol–1. Unsur-unsur yang segolongan, energi ionisasinya makin ke bawah semakin kecil karena elektron terluar makin jauh dari inti (gaya tarik inti makin lemah), sehingga elektron terluar makin mudah dilepaskan. Sedangkan unsur-unsur yang seperiode, gaya tarik inti makin ke kanan makin kuat, sehingga energi ionisasi pada umumnya makin ke kanan makin besar. Ada beberapa perkecualian yang perlu diperhatikan. Golongan IIA, VA, dan VIIIA ternyata mempunyai energi ionisasi yang sangat besar, bahkan lebih besar daripada energi ionisasi unsur di sebelah kanannya, yaitu IIIA dan VIA. Hal ini terjadi karena unsur-unsur golongan IIA, VA, dan VIIIA mempunyai konfigurasi elektron yang relatif stabil, sehingga elektron sukar dilepaskan

 

 

3.    Afinitas Elektron

Afinitas elektron didefinisikan sebagai energi yang dibebaskan oleh sebuah atom untuk menerima elektron. Dengan membebaskan energi, menunjukkan bahwa atom tersebut memiliki kecenderungan yang tinggi untuk berubah menjadi ion negatif. Dalam satu periode, dari kiri kekanan afinitas elektron bertambah besar. Sedangkan dalam satu golongan, dari atas ke bawah afinitas elektron semakin kecil.

 

Afinitas elektron merupakan salah satu sifat keperiodikan unsur. Afinitas elektron adalah energi yang dilepaskan oleh suatu atom (dalam wujud gas) ketika menangkap satu elektron membentuk ion negatif. Karena energi dilepas, maka harga afinitas elektron diberi tanda minus.

 

 

afinitas elektron

Semakin besar energi yang dilepas, ion negatif yang terbentuk semakin stabil. Unsur golongan IIA dan VIIIA tidak membentuk ion negatif yang stabil. Harga afinitas elektronnya positif.

 

tabel afinitas elektron

Dalam satu periode, dari kiri ke kanan, nilai afinitas elektron cenderung meningkat. Dalam satu golongan, dari atas ke bawah, nilai afinitas elektron cenderung menurun.

 

4.    Keelektronegatifan

Keelektronegatifan adalah kemampuan atau kecenderungan suatu atom untuk menangkap atau menarik elektron dari atom lain. Misalnya, fluorin memiliki kecenderungan menarik elektron lebih kuat daripada hidrogen. Jadi, dapat disimpulkan bahwa keelektronegatifan fluorin lebih besar daripada hidrogen. Konsep keelektronegatifan ini pertama kali diajukan oleh Linus Pauling (1901 – 1994) pada tahun 1932.

Unsur-unsur yang segolongan, keelektronegatifan makin ke bawah makin kecil sebab gaya tarik inti makin lemah. Sedangkan unsur-unsur yang seperiode, keelektronegatifan makin ke kanan makin besar. Akan tetapi perlu diingat bahwa golongan VIIIA tidak mempunyai keelektronegatifan. Hal ini karena sudah memiliki 8 elektron di kulit terluar. Jadi keelektronegatifan terbesar berada pada golongan VIIA.

Elektronegatifitas juga dapat dijabarkan sebagai kemampuan suatu atom untuk menarik elektron dari atom lain. Elektronegatifitas ini dapat dipangaruhi oleh jari-jari atom dan gaya tarik inti terhadap elektron terluar dari suatu atom.

Keteraturan:

  1. Secara vertikal dalam golongan, keelektronegatifan suatu atom akan semakin kecil. Hal ini karena kekuatan gaya tarik inti semakin melemah dan cenderung melepaskan elektron.
  2. Secara horizontal, keelektronegatifan semakin ke kanan semakin besar. Hal ini karena semakin banyak elektron pada kulit terluar dan probability untuk menarik elektron lain semakin besar.

 

Leave a Reply

Fill in your details below or click an icon to log in:

WordPress.com Logo

You are commenting using your WordPress.com account. Log Out / Change )

Twitter picture

You are commenting using your Twitter account. Log Out / Change )

Facebook photo

You are commenting using your Facebook account. Log Out / Change )

Google+ photo

You are commenting using your Google+ account. Log Out / Change )

Connecting to %s