Susunan sistem periodik



Yüklə 105,66 Kb.
tarix05.03.2018
ölçüsü105,66 Kb.
#29751

BAB I

SUSUNAN SISTEM PERIODIK

Untuk mempelajari pengelompokan unsur berdasarkan sifatnya dapat digunakan suatu tabel yang dikenal nama sistem periodik unsur. Sistem periodik unsur yang kita gunakan sekarang adalah sistem periodik panjang yang disusun berdasarkan kenaikan nomor atom dan kemiripan sifat.

Perkembangan Sistem Periodik Unsur

Perkembangan dasar pengelompokan unsur-unsur adalah sebagai berikut :

1) Pengelompokan berdasarkan logam dan bukan logam

Berdasarkan kemiripan sifat fisik, unsur-unsur dikelompokkan dalam logam dan bukan logam. Unsur logam misalnya, besi, emas, dan tembaga. Unsur bukan logam misalnya, karbon, belerang, oksigen dan nitrogen.

Pada 1789, Antoine Lavoiser mengelompokan 33 unsur kimia. Pengelompokan unsur tersebut berdasarka sifat kimianya. Unsur-unsur kimia di bagi menjadi empat kelompok. Yaitu gas, tanah, logam dan non logam. Pengelompokan ini masih terlalu umum karena ternyata dalam kelompok unsur logam masih terdapat berbagai unsur yang memiliki sifat berbeda.
 Pengelompokan unsur menurut Lavoiser:


  1. Unsur gas: cahaya, kalor, oksigen, azote ( nitrogen ), dan hidrogen.

  2. Unsur logam: sulfur, fosfor, karbon, asam klorida, asam flourida, dan asam borak.

  3. Unsur logam: antimon,perak, arsenik, bismuth, kobalt, tembaga, timah, nesi, mangan, raksa, molibdenum, nikel, emas, platina, tobel, tungsten, dan seng.

  4. Unsur tanah: kapur, magnesium oksida, barium oksida, aluminium oksida, dan silikon oksida. 

d:\data pribadi akagi - gaijin\data - data teknik akagi\tugas kuliah\tugas kimia\sejarah-sistem-periodik-unsur._files\picture1.jpg

Gambar: Antonie Lavoiser


2) Hukum Triade Dobereiner

Dobereiner mengelompokkan unsur berdasarkan kemiripan sifat kimia dan kenaikan massa atom, yang tiap kelompok terdiri dari 3 unsur.

Hukum Triade berbunyi : “Jika tiga unsur di dalam triade disusun menurut kenaikan massa atomnya, massa atom unsur di tengah (ke-2) sama dengan massa atom rata-rata unsur ke-1 dan ke-3”.

Setelah John Dalton mengemukakan teori atom maka terdapat perkembangan yang cukup berarti dalam pengelompokan unsur-unsur. Penelitian Dalton tentang atom menjelaskan bahwa setiap unsur mempunyai atom-atom dengan sifat tertentu yang berbeda dari atom unsur lain. Hal yang membedakan diantara unsur adalah massanya. Pada awalnya massa atom murni belum bisa ditentukan karena atom mempunyai massa yang amat kecil sehingga digunakan massa atom relatif yaitu perbandingan massa antar-atom. Berzelius pada tahun 1814 dan P. Dulong dan A. Petit pada tahun 1819 melakukan penentuan massa atom relatif berdasarkan kalor jenis unsur. Massa atom relatif termasuk sifat khas atom karena setiap unsur mempunyai massa atom relatif tertentu yang berbeda dari unsur lainnya.



d:\data pribadi akagi - gaijin\data - data teknik akagi\tugas kuliah\tugas kimia\sejarah-sistem-periodik-unsur._files\picture2.jpg

Triad Dobereiner


Tabel periodik pada mulanya diciptakan tanpa mengetahui struktur dalam atom, jika unsur-unsur diurutkan berdasarkan massa atom lalu dibuat grafik yang menggambarkan hubungan antara beberapa sifat tertentu dan massa atom unsur-unsur tersebut, akan terlihat suatu perulangan atau periodisitas sifat-sifat tadi sebagai fungsi dari massa atom. Orang pertama yang mengenali keteraturan tersebut adalah ahli kimia Jerman, yaitu Johann Wolfgang Döbereiner, yang pada tahun 1829 memperhatikan adanya beberapa triade unsur-unsur yang hampir sama.



Beberapa triade

Unsur

Massa atom

Kepadatan

Klorin

35,5

0,00156 g/cm3

Bromin

79,9

0,00312 g/cm3

Iodin

126,9

0,00495 g/cm3










Kalsium

40,1

1,55 g/cm3

Stronsium

87,6

2,6 g/cm3

Barium

137

3,5 g/cm3

Johann Wolfgang Dobereiner menjelaskan hasil penelitiannya yang menemukan kenyataan bahwa massa atom relatif stronsium berdekatan dengan massa rata-rata dua unsur lain yang mirip dengan stronsium yaitu kalsium dan barium. Hasil penelitiannya juga menunjukkan bahwa beberapa unsur yang lain menunjukkan gejala yang sama. Berdasarkan hasil penelitiannya, Dobereiner selanjutnya mengelompokkan unsur-unsur dalam kelompok-kelompok tiga unsur yang lebih dikenal sebagai triad. Triad yang ditunjukkan oleh Dobereiner tidak begitu banyak sehingga tidak berpengaruh terhadap penggunaannya.



d:\data pribadi akagi - gaijin\data - data teknik akagi\tugas kuliah\tugas kimia\sejarah-sistem-periodik-unsur._files\picture3.jpg


d:\data pribadi akagi - gaijin\data - data teknik akagi\tugas kuliah\tugas kimia\sejarah-sistem-periodik-unsur._files\picture4.jpg
Table: Triad Dobereiner

3) Hukum Oktaf New Lands

New Lands mengelompokkan unsur berdasarkan kemiripan sifat kimia dan kenaikan massa atom. Unsur yang pertama mempunyai sifat seperti unsur ke-8 dan seterusnya.

Hukum Oktaf dari New Lands berbunyi : “Jika unsur-unsur disusun berdasarkan kenaikan massa atomnya, sifatnya akan berubah secara teratur atau periodik”.

Temuan ini kemudian diikuti oleh ahli kimia Inggris, yaitu John Alexander Reina Newlands, yang pada tahun 1865 memperhatikan bahwa unsur-unsur yang bersifat mirip ini berulang dalam interval delapan, yang ia persamakan dengan oktaf musik, meskipun hukum oktaf-nya diejek oleh rekan sejawatnya. Akhirnya, pada tahun 1869, ahli kimia Jerman Lothar Meyer dan ahli kimia Rusia Dmitry Ivanovich Mendeleyev hampir secara bersamaan mengembangkan tabel periodik pertama, mengurutkan unsur-unsur berdasarkan massanya. Hukum oktaf ditemukan oleh A. R. Newlands pada tahun 1864. Newlands mengelompok-kan unsur berdasarkan kenaikan massa atom relatif unsur. Kemiripan sifat ditunjukkan oleh unsur yang berseliih satu oktaf yakni unsur ke-1 dan unsur ke-8 serta unsur ke-2 dan unsur ke-9.

d:\data pribadi akagi - gaijin\data - data teknik akagi\tugas kuliah\tugas kimia\sejarah-sistem-periodik-unsur._files\picture5.jpg

Daftar unsur yang berhasil dikelompokkan berdasarkan hukum oktaf oleh Newlands ditunjukkan pada tabel berikut.



d:\data pribadi akagi - gaijin\data - data teknik akagi\tugas kuliah\tugas kimia\sejarah-sistem-periodik-unsur._files\picture6.jpg
Tabel: Oktaf Newlands 

Hukum oktaf Newlands ternyata hanya berlaku untuk unsur-unsur dengan massa atom relatif sampai 20 (kalsium). Kemiripan sifat terlalu dipaksakan apabila pengelompokan dilanjutkan. Gambar.3 John Alexander Reina Newlands


4) Hukum Periodik Mendeleyev-Lothar Meyer

Penyusunan unsur berdasarkan pada kenaikan massa atom ternyata diikuti perubahan sifat secara periodik. Lothar Meyer mendasarkan pada sifat kimia. Ternyata menghasilkan penemuan yang mirip. Hukum Periodik Modern dikemukakan oleh Mosseley. Unsur disusun menurut kenaikan nomor atom, diikuti perubahan sifat secara periodic. Sifat unsur berhubungan dengan konfigurasi elektron, konfigurasi electron berdasarkan nomor atomnya. Hukum Periodik Modern disebut Sistem Periodik bentuk panjang.

Dmitri Ivanovich Mendeleev pada tahun 1869 melakukan pengamatan terhadap 63 unsur yang sudah dikenal dan mendapatkan hasil bahwa sifat unsur merupakan fungsi periodik dari massa atom relatifnya. Sifat tertentu akan berulang secara periodik apabila unsurunsur disusun berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya. Mendeleev selanjutnya menempatkan unsur-unsur dengan kemiripan sifat pada satu lajur vertikal yang disebut golongan. Unsur-unsur juga disusun berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya dan ditempatkan dalam satu lajur yang disebut periode.

d:\data pribadi akagi - gaijin\data - data teknik akagi\tugas kuliah\tugas kimia\sejarah-sistem-periodik-unsur._files\picture7.jpg

Gambar: Dmitri Ivanovich Mendeleev


Banyak ide pengelompokan unsur yang lain yang diajukan tetapi tidak memuaskan masyarakat ilmiah waktu itu. Namun, teori yang diusulkan oleh kimiawan Rusia Dmitrij Ivanovich Mendeleev (1834-1907), dan secara independen oleh kimiawan Jerman Julius Lothar Meyer (1830-1895) berbeda dengan usulan-usulan lain dan lebih persuasif. Keduanya mempunyai pandangan sama sebagai berikut:

Pandangan Mendeleev dan Meyer

(1) Daftar unsur yang ada waktu itu mungkin belum lengkap.

(2) Diharapkan sifat unsur bervariasi secara sistematik. Jadi sifat unusr yang belum diketahui dapat diprediksi.

Awalnya teori Mendeleev gagal menarik perhatian. Namun, di tahun 1875, ditunjukkan bahwa unsur baru galium ditemukan oleh kimiawan Perancis Paul Emile Lecoq de Boisbaudran (1838- 1912) ternyata bukan lain adalah eka-aluminum yang keberadaan dan sifatnya telah diprediksikan oleh Mendeleev. Jadi, signifikansi teori Mendeleev dan Meyer secara perlahan diterima. Tabel 5.2 memberikan sifat yang diprediksi oleh Mendeleev untuk unsur yang saat itu belum diketahui ekasilikon dan sifat germanium yang ditemukan oleh kimiawan Jerman Clemens Alexander Winkler (1838-1904).


Tabel 5.2 Prediksi sifat unsu eka-silikon oleh Mendeleev dan perbandingannya dengan sifat yang kemudian ditemukan.

Sifat

Eka Silicon

Germanium

Massa atom relative

72

72,32

Rapat massa

5,5

5,47

Volume atom

13

13,22

Valensi

4

4

Kalor jenis

0,073

0,076

Rapat jenis dioksida

4,7

4,703

Titik didih tetrakhlorida (°C)

100

86

Mendeleev mempublikasikan tabel yang dapat dianggap sebagai asal mula tabel periodik modern. Dalam menyiapkan tabelnya, Mendeleev awalnya menyusun unsur berdasarkan urutan massa atomnya, sebagaimana pendahulunya. Namun, ia menyatakan keperiodikan sifat, dan kadang menyusun ulang unsur-unsur, yang berakibat membalikkan urutan massa atom. Lebih lanjut, situasinya diperumit sebab prosedur menentukan massa atom belum distandarkan, dan kadang kimiawan mungkin menggunakan massa atom yang berbeda untuk unsur yang sama. Dilema ini secara perlahan diatasi setelah International Chemical Congress11 pertama yang dihadiri oleh Mendeleev, namun kesukaran-kesukaran tetap ada. Dengan mendasarkan pada valensi dalam menentukan massa atom, Mendeleev sedikit banyak menyelesaikan masalah (Tabel 5.3).

Tabel 5.3 Tabel Periodik awal Mendeleev (1869).

Sistem periodik yang disusun Mendeleev dapat dilihat pada tabel berikut:


Sistem Periodik Mendeleev Mendeleev meletakkan beberapa unsur menyimpang dari aturan urutan massa agar unsur-unsur tersebut cocok dengan sifat-sifat tetangganya dalam tabel, membetulkan kesalahan beberapa nilai massa atom, dan meramalkan keberadaan dan sifat-sifat beberapa unsur baru dalam sel-sel kosong di tabelnya. Keputusan Mendeleev itu belakangan terbukti benar dengan ditemukannya struktur elektronik unsur-unsur pada akhir abad ke-19 dan awal abad ke-20. Mendeleev sengaja mengosong-kan beberapa tempat untuk menetapkan kemiripan sifat dalam golongan. Beberapa kotak juga sengaja dikosongkan karena Mendeleev yakin masih ada unsur yang belum dikenal karena belum ditemukan. Salah satu unsur baru yang sesuai dengan ramalan Mendeleev adalah germanium yang sebelumnya diberi nama ekasilikon oleh Mendeleev.

5) Sistem Periodik Modern/Bentuk Panjang

Sistem periodik ini merupakan hasil penyempurnaan sistem periodik Mendeleyev, disusun oleh H. G. J. Mosseley, terdiri atas lajur vertikal atau golongan dan baris horizontal atau periode. Sistem periodik panjang digambarkan sebagai berikut :

Dasar penyusunan ssistem periodik modern berdasarkan hasil penelitian Henry Moseley yaitu sifat dasar atom ditentukan nomor atomnya Sistem periodik modern terdiri atas dua lajur vertikal (disebut golongan unsur) dan lajur horizontal (disebut periode unsur). Dalam satu periode disusun berdasarkan kenaikan nomor atomnya, dalam satu golongan disusun berdasarkan kemiripan sifat. Sistem  periodik  modern  tersusun  atas 7  periode  dan 18 golongan yang terbagi menjadi 8 golongan utama atau golongan A dan 8 golongan transisi atau golongan B.. Sistem periodik unsur modern merupakan modifikasi dari sistem periodik Mendeleyev. Perubahan dan penyempumaan dilakukan terhadap sistern periodik Mendeleyev terutama setelah penemuan unsur-unsur gas mulia. Mendeleyev telah meletakan dasar-dasar yang memungkinkan untuk perkembangan sistem periodik unsur.

Perkembangan terbaru mengenai atom menjelaskan bahwa atom dapat terbagi menjadi partikel dasar atau partikel subatom. Atom selanjutnya diketahui tersusun oleh proton, elektron dan netron. Jumlah proton merupakan sifat khas unsur. Setiap unsur mempunyai jumlah proton tertentu yang berbeda dari unsur lain. Jumlah proton suatu unsur dinyatakan sebagai nomor atom. Henry G. Moseley yang merupakan penemu cara menentukan nomor atom pada tahun 1914 kembali menemukan bahwa sifat-sifat unsur merupakan fungsi periodik nomor atomnya. Pengelompokan yang disusun oleh Mendeleev merupakan susunan yang berdasarkan kenaikan nomor atomnya. Penyusunan telurium dan iodin yang tidak sesuai dengan kenaikan massa atom relatifnya ternyata sesuai dengan kenaikan nomor atomnya.
d:\data pribadi akagi - gaijin\data - data teknik akagi\tugas kuliah\tugas kimia\sejarah-sistem-periodik-unsur._files\picture9.jpg

Henry G. Moseley


d:\data pribadi akagi - gaijin\data - data teknik akagi\tugas kuliah\tugas kimia\sejarah-sistem-periodik-unsur._files\picture10.jpg

Sistem Periodik Modern


Periode dan Golongan Sistem periodik modern tersusun berdasarkan kenaikan nomor atom dan kemiripan sifat. Lajur horisontal yang disebut periode 7 golongan yang didalamnya termasuk unsur tansisi dalam dan transisi luar,



PERODE

JUMLAH UNSUR

NO.ATOM DARI

1

2

1 - 2

2

8

2 - 10

3

8

11 - 18

4

18

19 - 36

5

18

37 - 54

6

32

55 - 86

7

32

87 - 118 (ada unsur yang belum ditemukan)

  dan tersusun berdasarkan kenaikan nomor atom sedangkan lajur vertikal yang disebut golongan tersusun berdasarkan kemiripan sifat. Unsur golongan A disebut golongan utama sedangkan golongan B disebut golongan transisi. Golongan dapat diberi tanda nomor 1 sampai 18 berurutan dari kiri ke kanan. Berdasarkan penomoran ini, golongan transisi mempunyai nomor 3 sampai 12. Nomor golongan dirulis dengan Angka Romawi. Golongan-golongan B terletak antara golongan IIA dan IIIA. Golongan VIIIB terdiri atas 3 kolom vertikal. Sistem periodik modern tersusun atas 7 periode dan 18 golongan yang terbagi menjadi 8 golongan utama atau golongan A dan 8 golongan transisi atau golongan B.


BAB II

SUSUNAN SISTEM PERIODIK

Sistem periodik unsur modern yang disebut juga sistem periodik bentuk panjang, terdiri atas 7 periode dan 8 golongan. Periode 1, 2, dan 3 disebut periode pendek karena berisi sedikit unsur, sedangkan periode lainnya disebut periode panjang. Golongan terbagi atas golongan A dan golongan B. Unsur-unsur golongan A disebut golongan utama, sedangkan golongan B disebut golongan transisi. Golongan-golongan B terletak antara golongan IIA dan IIIA. Golongan B mulai terdapat pada periode 4.

Dalam sistem periodik unsur yang terbaru, golongan ditandai dengan golongan 1 sampai dengan golongan 18 secara berurutan dari kiri ke kanan. Dengan cara ini, maka unsur transisi terletak pada golongan 3 sampai dengan golongan 12. Hidrogen ditempatkan dalam golongan IA, terutama karena mempunyai 1 elektron valensi. Akan tetapi, terdapat perbedaan sifat yang cukup nyata antara hidrogen dengan unsur golongan IA lainnya. Hidrogen tergolong nonlogam, sedangkan yang lainnya merupakan logam aktif. Dengan alasan tersebut, hidrogen kadang-kadang ditempatkan terpisah di bagian atas system periodik unsur.

tabel-kimia.jpg

Tabel periodik secara terus menerus bertambah unsurnya setelah tabel periodik diusulkan Mendeleev. Sementara, muncul berbagai masalah. Salah satu masalah penting adalah bagaimana menangani gas mulia, unsur transisi dan unsur tanah jarang. Semua masalah ini dengan baik diselesaikan dan membuat tabel periodik lebih bernilai. Tabel periodik, kitab suci kimia, harus dirujuk secara rutin. Golongan baru gas mulia dengan mudah disisipkan di antara unsur positif yang sangat reaktif, logam alkali (golongan 1) dan unsur negatif yang sangat reaktif, halogen (golongan 7). Unsur logam transisi diakomodasi dalam tabel periodik dengan menyisipkan periode panjang walaupun rasionalnya tidak terlalu jelas. Masalah yang nyata adalah lantanoid. Lantanoid ditangani sebagai unsur “ekstra” dan ditempatkan secara marjinal di luar bagian utama tabel periodik. Namun, sebenarnya prosedur ini tidak menyelesaikan masalah utama. Pertama, mengapa unsure ekstra ini ada tidak jelas, bahkan lebih menjadi teka-teki adalah pertanyaan: apakah ada batas jumlah unsur dalam tabel periodik? Karena ada unsur-unsur yang sangat mirip, sangat sukar untuk memutuskan berapa banyak unsur dapat ada di alam. Teori Bohr dan percobaan Moseley menghasilkan penyelesaian teoritik masalah-masalah ini.

Penjelasan tabel periodik dari periode pertama sampai periode ketiga dapat dijelaskan dengan teori konfigurasi elektron yang dipaparkan di bab 4. Periode pertama (1H dan 2He) berkaitan dengan proses memasuki orbital 1s. Demikian juga periode kedua (dari 3Li sampai 10Ne) berkaitan dengan pengisian orbital 1s, 2s dan 2p, dan periode ke-3 (dari 11Na sampai 18Ar) berkaitan dengan pengisian orbital 1s, 2s, 2p, 3s dan 3p. Periode panjang dimulai periode ke-4. Penjelasan atas hal ini adalah karena bentuk orbital d yang berbeda drastis dari lingkaran, dan jadi energi elektron 3d bahkan lebih tinggi dari 4s. Akibatnya, dalam periode ke-4, elektron akan mengisi orbital 4s (19K dan 20Ca) segera setelah pengisian orbital 3s dan 3p, melompati orbital 3d. Kemudian elektron mulai menempati orbital 3d. Proses ini berkaitan dengan sepuluh unsur dari 21Sc sampai 30Zn. Proses pengisian orbital 4p Selanjutnya berkaitan dengan enam unsur dari 31Ga sampai 36Kr. Inilah alasan mengapa periode ke-4 mengandung 18 unsur bukan 8. Energi elektron orbital 4f jauh lebih tinggi dari orbital 4d dan dengan demikian elektron 4f tidak memainkan peran pada unsur periode ke-4.

Periode ke-5 mirip dengan periode ke-4. Elektron akan mengisi orbital 5s, 4d dan 5p dalam urutan ini. Akibatnya periode ke-5 akan memiliki 18 unsur. Orbital 4f belum terlibat dan inilah yang merupakan alasan mengapa jumlah unsur di periode 5 adalah 18. Jumlah unsur yang dimasukkan dalam periode ke-6 berjumlah 32 sebab terlibat 7x2 = 14 unsur yang berkaitan dengan pengisian orbital 4f. Awalnya elektron mengisi orbital 6s (55Cs dan 56Ba). Walaupun ada bebrapa kekecualian, unsur dari 57La sampai 80Hg berkaitan dengan pengisian orbital 4f dan kemudian 5d. Deret lantanoid (sampai 71Lu) unsur tanah jarang berkaitan dengan pengisian orbital 4f. Setelah proses ini, enam unsur golongan utama (81Tl sampai 86Rn) mengikuti, hal ini berkaitan dengan pengisian orbital 6p.

Periode ke-7 mulai dengan pengisian orbital 7s (87Fr dan 88Ra) diikuti dengan pengisian orbital 5f menghasilkan deret aktinoid unsur tanah jarang (dari 89Ac sampai unsur no 103). Dunia unsure akan meluas lebih lanjut, tetapi di antara unsur-unsur yang ada alami, unsur dengan nomor atom terbesar adalah 92U. Unsur setelah 92U adalah unsur-unsur buatan dengan waktu paruh yang sangat pendek. Sukar untuk meramalkan perpanjangan daftar unsur semacam ini, tetapi sangat mungkin unsur baru akan sangat pendek waktu paruhnya.
2. Sistem periodik bentuk panjang terdiri atas :

a) Lajur vertikal yang disebut GOLONGAN dan ditulis dengan angka Romawi

Golongan terdiri dari :

1. Golongan Utama (Golongan A)

Golongan utama terdiri dari :

- Golongan IA : Golongan Alkali

- Golongan IIA : Golongan Alkali tanah

- Golongan IIIA : Golongan Aluminium

- Golongan IVA : Golongan Karbon

- Golongan VA : Golongan Nitrogen

- Golongan VIA : Golongan Kalkogen

- Golongan VIIA : Golongan Halogen

- Golongan VIIIA : Golongan Gas Mulia
2. Golongan Transisi (Golongan B)

Golongan transisi ( golongan B ) terdiri dari :

- Golongan Transisi (golongan B), yaitu golongan IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB, IB, dan IIB

- Golongan Transisi Dalam, ada dua deret yaitu :

�� Deret Lantanida (unsur dalam deret ini mirip sifat dengan 57La)

�� Deret Aktinida (unsur dalam deret ini mirip sifat dengan 89Ac)

Unsur yang berbeda dalam 1 golongan mempunyai persamaan sifat disebabkan karena mempunyai elektron valensi (elektron dikulit terluar) yang sama.

b) Lajur Horizontal disebut periode dan ditulis dengan angka Arab

- Periode 1, terdiri dari 2 buah unsur

- Periode 2, terdiri dari 8 buah unsur

- Periode 3, terdiri dari 8 buah unsur

- Periode 4, terdiri dari 18 buah unsur

- Periode 5, terdiri dari 18 buah unsur

- Periode 6, terdiri dari 32 buah unsur

- Periode 7, terdiri dari 23 buah unsur (belum lengkap)

c. Cara menentukan golongan dan periode suatu unsur

Unsur Golongan A

Cara menentukan golongan dan periode pada unsur golongan A adalah sebagai berikut :

1. Membuat konfigurasi elektronnya

2. Menentukan elektron valensinya (untuk menentukan golongan)

3. Menentukan nomor kulit terluarnya (untuk menentukan periode)

Cara menghafal ke 118 unsur dapat dilakukan dengan cara modern, Begini caranya:

hi heli
berapa borong karung nitrooksida f nya?
nenek na magnet alam si pesan bilang
biar keluar kecap
secara tivi kromnya lagi mangan besi
coba nina cium seng
gambar dan gesek asal sebentar
keritingin juga rambut segera ya
zoro ama nobita mo teknologi baru
jadi rumahnya pada perak catnya
intinya
sebutkan telur yoda yang seksi
kesian bala cewek
prnya baru diminum
promo sama eros
bikin gado2
di tambah disko hot
eri temennya lucu
separuh tertawa keren
grosir pt emas yang raksasanya tali
timbul bisa polo atau renang asal francis
rada aktif tho
papa, urang nopi punya ama cemen
buku chef einstein feri mendapat nobel low
repot dubbing sibuk hasilnya boong
meta darma di ronsen dengan koper
untung uangku dan upahku kena hack
jadi septi datang oktober

dengan artian sebagai berikut:



hi heli = hidrogen helium litium
berapa borong karung nitrooksida f nya? = berilium boron karbon nitrogen oksigen flor
Nenek na magnet alam si pesan bilang = Neon natrium magnesium aluminium silikon pospor belerang
Biar keluar kecap = Klorin Argon Kalium kalsium
Secara tivi kromnya lagi mangan besi = scandium titatium vanadium krom mangan besi
coba nina cium seng = cobalt nikel cuprum seng
gambar dan gesek asal sebentar = galium germanium arsenik selenium bromin
Keritingin juga rambut segera ya = Kripton rubidium strontium yttrium
zoro ama nobita mo teknologi baru = zirkonium niobium molibdenum teknetium ruthenium
jadi rumahnya pada perak catnya = rhodium palladium perak cadmium
intinya = indium timah
sebutkan telur yoda yang seksi = stibium telurium yodium xenon
kesian bala cewek = cesium barium lantanum cerium
prnya baru diminum = praseodimium neodimium
promo sama eros = prometium samarium eropium
bikin gado2 = gadolinium
ditambah disko hot = terbium disporsium holmium
eri temannya lucu = erbium tulium yterbium lutetium
separuh tertawa keren = ha(l)fnium tantalum wolfram renium
grosir pt emas yang raksasanya tali = osmium iridium platinum emas air raksa talium
timbul bisa polo atau renang asal francis = timbal bismuth polonium astatin radon francium
rada aktif tho = radium aktinium thorium
papa, urang nopi punya ama cemen = protaktinium uranium neptunium plutonium americium curium
buku chef einstein feri mendapat nobel low = berkelium californium einsteinium fermium mendelevium nobelium lowrencium
repot dubbing sibuk hasilnya boong = rutherfordium dubnium seaborgium hassium bohrium
meta darma di ronsen dengan koper = metnerium darmstatium ronsenium copernicium
untung uangku dan upahku kena hack = ununtrium ununkuadium ununpentium ununhexium
jadi septi datang oktober = ununseptium ununoctium

BAB III

ARTI GOLONGAN DAN PERIODA


  1. PERIODA

Sistem periodik unsur modern mempunyai 7 periode. Unsur-unsur yang mempunyai jumlah kulit yang sama pada konfigurasi elektronnya, terletak pada periode yang sama.
Nomor periode = jumlah kulit


Periode

Jumlah unsur

1

2

2

8

3

8

4

18

5

18

6

32

7

Belum Penuh

Unsur-unsur yang hanya mempunyai satu kulit terletak pada periode pertama (baris paling atas). Unsur-unsur yang mempunyai dua kulit terletak pada periode kedua (baris kedua), dan seterusnya.

Contoh:

• 5B : 1s2, 2s2, 2p1 periode 2



• 15P : 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p3 periode 3

• 25Mn : [Ar], 3d5, 4s2 periode 4

• 35Br : [Ar], 3d10, 4s2, 4p5 periode 4

Dari contoh di atas, dapat disimpulkan bahwa untuk menentukan nomor periode suatu unsur dapat diambil dari nomor kulit paling besar. Dengan berkembangnya pengetahuan tentang struktur atom, telah dapat disimpulkan bahwa sifat-sifat unsur ditentukan oleh konfigurasi elektronnya, terutama oleh elektron valensi. Unsur-unsur yang memiliki struktur elektron terluar (elektron valensi) yang sama ditempatkan pada golongan (kolom) yang sama. Dengan demikian, unsur-unsur yang segolongan memiliki sifat-sifat kimia yang sama. Penentuan nomor golongan tidaklah sesederhana seperti penentuan nomor periode. Distribusi elektron-elektron terluar pada subkulit s, p, d, dan f sangatlah menentukan sifat-sifat kimia suatu unsur



  1. GOLONGAN

Sistem periodik unsur modern mempunyai 8 golongan utama (A). Unsur-unsur pada sistem periodik modern yang mempunyai electron valensi (elektron kulit terluar) sama pada konfigurasi elektronnya, maka unsur-unsur tersebut terletak pada golongan yang sama (golongan utama/A).
Nomor golongan = jumlah elektron valensi

Golongan Utama

Nama Golongan

Jumlah Elektron Valensi

IA

ALKALI

1

IIA

ALKALI TANAH

2

IIIA

BORON

3

IVA

KARBON

4

VA

NITROGEN

5

VIA

OKSIGEN

6

VIIA

HALOGEN

7

VIIIA

GAS MULIA

8


Cara Penentuan Perioda Dan Golongan Suatu Unsur


1.

Unsur dengan nomor atom 11, konfigurasinya : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1

- n = 3, berarti periode 3 (kulit M).
- elektron valensi (terluar) 3s sebanyak 1 elektron, berarti termasuk golongan IA.

2.

Unsur Ga dengan nomor atom 31, konfigurasinya : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1

- n = 4, berarti perioda 4 (kulit N).
- elektronvalensi 4s 2 4p 1, berarti golongan IIIA.

3.

Unsur Sc dengan nomor atom 21, konfigurasinya : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1

- n = 4, berarti perioda 4 (kulit N).
- 3d 1 4s 2 berarti golongan IIIB.

4.

Unsur Fe dengan nomor atom 26, konfigurasinya : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10

- n = 4, berarti perioda 4 (kulit N).
- 3d 6 4s 2, berarti golongan VIII.


BAB IV

SIFAT – SIFAT SISTIM PERIODIK

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 (Martin S. Silberberg, 2000).



  1. 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.

Jari-jari atom adalah jarak antara inti atom dan elektron pada kulit terluar.

Dalam satu periode dari kiri ke kanan makin kecil. Dalam satu golongan dari atas ke bawah makin besar jari-jari atomnya.



Gambar 1.15 Jari-jari atom unsur-unsur dalam satu golongan, dari atas ke bawah makin besar.



Gambar 1.16 Jari-jari atom unsur-unsur dalam satu periode, dari kiri ke kanan makin kecil
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 ke

bawah.

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


Grafik hubungan antara jari-jari atom dan nomor atom adalah sebagai berikut :




  1. ENERGI IONISASI

Energi ionisasi adalah energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron terluar suatu atom. Energi ionisasi ini dinyatakan dalam satuan kJ mol–1 atau energi minimum yang diperlukan untuk melepas satu elektron dari suatu atom atau ion dalam wujud gas. 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

Bila unsur-unsur disusun sesuai dengan massa atomnya, sifat unsur atau senyawa menunjukkan keperiodikan, dan pengamatan ini berujung pada penemuan hukum periodik. Konfigurasi elektron unsur menentukan tidak hanya sifat kimia unsur tetapi juga sifat fisiknya. Keperiodikan jelas ditunjukkan sebab energi ionisasi atom secara langsung ditentukan oleh konfigurasi elektron.

Energi ionisasi didefinisikan sebagai kalor reaksi yang dibutuhkan untuk mengeluarkan electron dari atom netral, misalnya, untuk natrium:

Na(g) →Na+(g) + e- (5.1)
Energi ionisasi pertama, energi yang diperlukan untuk memindahkan elektron pertama, menunjukkan keperodikan yang sangat jelas sebagaimana terlihat di gambar 5.1. Untuk periode manapun, energi ionisasi meningkat dengan meningkatnya nomor atom dan mencapai maksium pada gas mulia. Daam golongan yang sama energi ionisasi menurun dengan naiknya nomor atom. Kecenderungan seperti ini dapat dijelaskan dengan jumlah elektron valensi, muatan inti, dan jumlah elektron dalam. Energi ionisasi kedua dan ketiga didefinisikan sebagai energi yang diperlukan untuk memindahkan elektron kedua dan ketiga.



Gambar 5.1 Energi ionisasi pertama atom. Untuk setiap perioda, energi ionisai minimum untuk logam alkali dan maksimumnya untuk gas mulia.




Contoh Soal.

Tiga atom memiliki konfigurasi elektron sebagai berikut

(1) 1s22s22p6

(2) 1s22s22p63s1

(3) 1s22s22p63s2

Manakah yang memiliki energi ionisasi tertinggi? Usulkan atom manakah yang energi ionisasi keduanya tertinggi?


Jawab.
Atom (1) memiliki kulit penuh, dan akan memiliki enerhi ionisasi pertama tertinggi. Atom (2) dan (3) berturut-turut adalah natrium dan magnesium. Elektron kedua yang akan dikeluarkan adalah elektron 3s untuk Na dan elektron 3s untuk Mg. Anda dapat membayangkan bahwa electron lebih luar akan lebih mudah dikeluarkan dibandingkan dengan elektron yang lebih dalam.


  1. AFINITAS ELEKTRON

Adalah besarnya energi yang dibebeaskan oleh suatu atom dalam bentuk gas pada waktu menerima sebuah elektron. Dalam satu periode dari kiri ke kanan semakin besar. Dalam satu golongan dari atas ke bawah makin kecil.

Dapat ditulis :

- Makin besar afinitas elektron (makin negatif) berarti makin mudah menerima elektron.

- Makin kecil afinitas elektron (makin positif) makin sulit menerima elektron.


Afinitas elektron didefinisikan sebagai kalor reaksi saat elektron ditambahkan kepada atom netral gas, yakni dalam reaksi.

F(g) + e¯ → F¯(g) (5.2)

Nilai positif mengindikasikan reaksi eksoterm, negatif menunjukkan reaksi endoterm. Karena tidak terlalu banyak atom yang dapat ditambahi elektron pada fasa gas, data yang ada terbatas jumlahnya dibandingkan jumlah data untuk energi ionisasi. Tabel 5.6 menunjukkan bahwa afinitas elektron lebih besar untuk non logam daripada untuk logam.

Besarnya kenegativan(elektron) yang didefinisikan dengan keelektronegatifan (Tabel 5.7), yang merupakan ukuran kemampuan atom mengikat elektron. Kimiawan dari Amerika Robert Sanderson Mulliken (1896-1986) mendefinisikan keelektronegativan sebanding dengan rata-rata aritmatik energi ionisasi dan afinitas elektron.


Pauling mendefinisikan perbedaan keelektronegativan antara dua atom A dan B sebagai perbedaan energi ikatan molekul diatomik AB, AA dan BB. Anggap D(A-B), D(A-A) dan D(B-B) adalah energi ikatan masing-masing untuk AB, AA dan BB. D(A-B) lebih besar daripada rata-rata geometri D(A-A) dan D(B-B). Hal ini karena molekul hetero-diatomik lebih stabil daripada molekul homo-diatomik karena kontribusi struktur ionik. Akibatnya, Δ(A-B), yang didefinisikan sebagai berikut, akan bernilai positif:

Δ(A-B) = D(A-B) - √D(A-A)D(B-B) > 0 (5.3)


Δ(A-B) akan lebih besar dengan membesarnya karakter ionik. Dengan menggunakan nilai ini, Pauling mendefinisikan keelektronegativan x sebagai ukuran atom menarik elektron.

|xA - xB|= √D(A-B)



xA dan xB adalah keelektronegativan atom A dan B.
Apapun skala keelektronegativan yang dipilih, jelas bahwa keelektronegativan meningkat dari kiri ke kanan dan menurun dari atas ke bawah. Keelketroegativan sangat bermanfaat untuk memahami sifat kimia unsur.

Misalnya ada distribusi muatan yang tidak sama dalam ikatan A-B (xA > xB). Pasangan muatan positif dan negatif ±q yang dipisahkan dengan jarak r akan membentuk dipol (listrik).

Arah dipol dapat direpresentasikan dengan panah yang mengarah ke pusat muatan negatif dengan awal panah berpusat di pusat muatan positif. Besarnya dipol, rq, disebut momen dipol. Momen dipol adalah besaran vektor dan besarnya adalah μ dan memiliki arah. Besarnya momen dipol dapat ditentukan dengan percobaan tetapi arahnya tidak dapat. Momen dipol suatu molekul (momen dipol molekul) adalah resultan vektor momen dipol ikatan-ikatan yang ada dalam molekul. Bila ada simetri dalam molekul, momen dipol ikatan yang besar dapat menghilangkan satu sama lain sehingga momen dipol molekul akan kecil atau bahkan nol.
Contoh Soal 5.3 Momen dipol ikatan dan momen dipol molekul.

(a) Jawab pertanyaan berikut tentang hidrogen khlorida HCl dan karbon tetrakhlorida CCl4. Tunjukkan bagaimana arah momen dipol untuk tiap senyawa. Usulkan apakah senyawa ini memiliki momen dipol atau tidak.

(b) Karbon dioksida CO2 dan sulfur trioksida SO3 tidak memiliki momen dipol molekul. Usulkan struktur molekul senyawa-senyawa ini berdasarkan pengamatan ini.

Jawab.

(a) Arah momen dipol ikatan ditunjukkan di bawah ini. HCl memiliki dipol molekular,

sementara CCl4 tidak memiliki momen dipol sebab momen dipol ikatan akan

menghilangkan satu sama lain.

(b) Kedua senyawa harus simetris agar dipol ikatan C-O dan S-O yang besar akan saling

meniadakan. Jadi CO2 berbentuk linear sementara SO3 adalah segitiga.




  1. KEELEKTRONEGATIFAN

Adalah suatu bilangan yang menyatakan kecederungan suatu unsur menarik elektron dalam suatu ikatan kimia. Dalam satu periode dari kiri ke kanan semakin besar. Dalam satu golongan dari atas ke bawah makin kecil. 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.

Dapat ditulis :

- Makin besar keelektronegatifan, unsur cenderung makin mudah membentuk ion negatif.

- Makin kecil keelektronegatifan, unsur cenderung makin sulit membentuk ion negatif, tetapi cenderung makin mudah membentuk ion negatif.



5. AFINITAS ELEKTRON
Afinitas elektron adalah energi yang menyertai proses penambahan 1elektron pada satu atom netral dalam wujud gas, sehingga terbentuk ion bermuatan –1. Afinitas elektron juga dinyatakan dalam kJ mol–1. Unsur yang memiliki afinitas elektron bertanda negatif, berarti mempunyai kecenderungan lebih besar dalam menyerap electron daripada unsur yang afinitas elektronnya bertanda positif. Makin negative nilai afinitas elektron, maka makin besar kecenderungan unsur tersebut dalam menyerap elektron (kecenderungan membentuk ion negatif).

Dari sifat ini dapat disimpulkan bahwa:

1) Dalam satu golongan, afinitas elektron cenderung berkurang dari

atas ke bawah.

2) Dalam satu periode, afinitas elektron cenderung bertambah dari

kiri ke kanan.

3) Kecuali unsur alkali tanah dan gas mulia, semua unsur golongan utama mempunyai afinitas elektron bertanda negatif. Afinitas elektron terbesar dimiliki oleh golongan halogen.

Harga keelektronegatifan unsur-unsur dapat dilihat pada tabel berikut ini.







UNIVERSITAS BATANG HARI 2012/2013



Yüklə 105,66 Kb.

Dostları ilə paylaş:




Verilənlər bazası müəlliflik hüququ ilə müdafiə olunur ©genderi.org 2022
rəhbərliyinə müraciət

    Ana səhifə