1.
Materi pembelajaran ( Tabel Periodik Unsur-Unsur)
A.
Perkembangan
Sistem Periodik
Berdasarkan sejarah, semenjak ilmu
kimia diperkenalkan oleh para ilmuan Arab dan Persia, mereka membagi unsure
menjadi dua kelompok, yaitu kelompok logam dan non logam. Kemudian berkembang dengan Triad Dobereiner, Oktaf
Newlands, Table Periodic Mendeleyev, Dan Table Periodic Modern. Usaha pengelompokan unsur-unsur berdasarkan kesamaan sifat dilakukan agar
unsur-unsur tersebut mudah dipelajari.
1.
Penggolongan berdasarkan sifat logan dan non
logam
Pada awalnya unsure-unsur digolongkan kedalam
unsure logam dan non logam. Beberapa sifat yang dimiliki logam yaitu dapat
menghantarkan listrik dan panas, merupakan benda padat kecuali air raksa dan
rupanya mengilap. Contoh unsure logam yaitu besi, tembaga, emas dan perak.
Sementara itu sifat non logam adalah sukar menghantarkan listrik dan panas
serta tidak mengilap. Contoh unsure non logam yaitu belerang, oksigen, klor,
karbon, dan nitrogen.
Pengggolongan unsure logam dan non logam berlangsung
sampai antoniete Laurent Lavoisier ( 1789) mencatat 16 unsur logam dan 7 unsur
nonlogam. Ternyata penggolongan ini kurang memuaskan, karena adanya
unsure-unsur yang mempunyai sifat antara
sifat logam dan sifat nologam seperti unsure sillikon, arsen dan antimon.
2.
Triade Dobereiner
Pada tahun 1829, Johan Wolfgang Dobereiner mempelajari sifat-sifat
beberapa unsur yang sudah diketahui pada saat itu. Dobereiner melihat adanya
kemiripan sifat di antara beberapa unsur, lalu mengelompokkan unsur-unsur tersebut menurut kemiripan
sifatnya. Ternyata tiap kelompok terdiri dari tiga unsur sehingga disebut triade.
Apabila unsur-unsur dalam satu triade disusun berdasarkan kesamaan sifatnya dan
diurutkan massa atomnya, maka unsur kedua merupakan rata-rata dari sifat dan
massa atom dari unsur pertama dan ketiga.
Tabel 1. Daftar Unsur Triade Dobereiner
3.
Teori Oktaf Newlans
Pada tahun 1864, John Alexander Reina Newland menyusun daftar unsur
yang jumlahnya lebih banyak. Susunan Newland menunjukkan bahwa apabila
unsur-unsur disusun berdasarkan kenaikan massa atomnya, maka unsur pertama
mempunyai kemiripan sifat dengan unsur kedelapan, unsur kedua sifatnya mirip
dengan unsur kesembilan, dan seterusnya. Penemuan Newland ini dinyatakan
sebagai Hukum Oktaf Newland.
Tabel 2. Daftar Unsur Oktaf Newland
Pada saat daftar Oktaf Newland disusun, unsur-unsur gas mulia (He, Ne, Ar,
Kr, Xe, dan Rn) belum ditemukan. Gas Mulia ditemukan oleh Rayleigh dan Ramsay
pada tahun 1894. Unsur gas mulia yang pertama ditemukan ialah gas argon. Hukum
Oktaf Newland hanya berlaku untuk unsur-unsur dengan massa atom yang rendah.
4.
Sistem periodik mendeleev
Pada tahun 1869, tabel sistem periodik mulai disusun. Tabel sistem periodik
ini merupakan hasil karya dua ilmuwan, Dmitri Ivanovich Mendeleev dari
Rusia dan Julius Lothar Meyer dari Jerman. Mereka berkarya secara
terpisah dan menghasilkan tabel yang serupa pada waktu yang hampir
bersamaan. Mendeleev menyajikan hasil
kerjanya pada Himpunan Kimia Rusia pada awal tahun 1869, dan tabel periodik
Meyer baru muncul pada bulan Desember 1869.
Mendeleev yang pertama kali mengemukakan tabel sistem periodik, maka ia dianggap
sebagai penemu tabel sistem periodik yang sering disebut juga sebagai sistem
periodik unsur pendek.
Sistem periodik Mendeleev disusun berdasarkan kenaikan massa atom dan
kemiripan sifat. Sistem periodik Mendeleev pertama kali diterbitkan dalam jurnal
ilmiah Annalen der Chemie pada tahun 1871.
Tabel 3. Sistem Periodik Unsur Mendeleev pada tahun 1871
Tabel 3. Sistem Periodik Unsur Mendeleev pada tahun 1871
Hal penting yang terdapat dalam sistem periodik Mendeleev antara lain
sebagai berikut:
a. dua unsur yang berdekatan, massa atom relatifnya mempunyai
selisih paling kurang dua atau satu satuan;
b. terdapat kotak kosong untuk unsur yang belum
ditemukan, seperti 44, 68, 72, dan 100;
c. dapat meramalkan sifat unsur yang belum dikenal
seperti ekasilikon; d. dapat mengoreksi kesalahan pengukuran massa atom relatif
beberapa unsur, contohnya Cr = 52,0 bukan 43,3.
1.
Kelebihan sistem periodik Mendeleev
a.
Sifat
kimia dan fi sika unsur dalam satu golongan mirip dan berubah secara teratur.
b.
Valensi
tertinggi suatu unsur sama dengan nomor golongannya.
c.
Dapat
meramalkan sifat unsur yang belum ditemukan pada saat itu dan telah mempunyai
tempat yang kosong.
2.
Kekurangan sistem periodik Mendeleev
a. Panjang periode tidak sama dan sebabnya tidak
dijelaskan.
b. Beberapa unsur
tidak disusun berdasarkan kenaikan massa atomnya, contoh : Te (128) sebelum I
(127).
c. Selisih massa unsur yang berurutan tidak selalu 2,
tetapi berkisar antara 1 dan 4 sehingga sukar meramalkan massa unsur yang belum
diketahui secara tepat.
d. Valensi unsur yang lebih dari satu sulit diramalkan
dari golongannya.
e. Anomali (penyimpangan) unsur hidrogen dari unsur yang
lain tidak dijelaskan.
5.
Sistem periodik modern
Pada tahun 1914, Henry G. J. Moseley menemukan bahwa urutan unsur
dalam tabel periodik sesuai dengan kenaikan nomor atom unsur. Moseley berhasil
menemukan kesalahan dalam tabel periodik Mendeleev, yaitu ada unsur yang
terbalik letaknya. Penempatan Telurium dan Iodin yang tidak sesuai dengan kenaikan
massa atom relatifnya, ternyata sesuai dengan kenaikan nomor atom. Telurium
mempunyai nomor atom 52 dan iodin mempunyai nomor atom 53. Sistem periodik
modern bisa dikatakan sebagai penyempurnaan sistem periodik Mendeleev. Sistem
periodik modern dikenal juga sebagai sistem periodik bentuk panjang, disusun
berdasarkan kenaikan nomor atom dan kemiripan sifat. Dalam sistem periodik
modern terdapat lajur mendatar yang disebut periode dan lajur
tegak yang disebut golongan.
B.
Sistem periodik dan konfigurasi
elektron
1.
Periode dan golongan
Periode berisi
unsur-unsur dalam baris horizontal. Golongan berisi unsur-unsur dengan kolom
vertikal. Dalam tabel periodik modern, golongan diberi label. Label yang
dipakai ada yang mengikuti aturan lama, ada juga yang mengikuti aturan baru
(IUPAC). Menurut aturan lama, nomor golongan ditandai dengan angka romawi
diikuti huruf A dan B, sedangkan menurut aturan IUPAC menyarankan golongan
dinomori mulai dari angka 1 sampai angka 18.
Contoh: Unsur-unsur pada kolom ke-13, menurut aturan
lama diberi nomor IIIA, sedangkan menurut IUPAC diberi nomor 13.
Unsur-unsur golongan A disebut unsur-unsur utama
dan unsur-unsur golongan B disebut unsur-unsur transisi, atau transisi
deret pertama. Dua baris yang diletakkan di bawah tabel dinamakan unsur-unsur
transisi dalam (golongan aktinida dan
lantanida). Pada tabel periodik modern, unsur-unsur dapat digolongkan ke dalam
logam, bukan logam, dan semi-logam (metalloid). Penggolongannya dapat
dipahami dengan mudah dengan memerhatikan bagan Gambar dibawah ini yang
menampilkan beberapa unsur utama.
Unsur-unsur logam berada dalam golongan IA sampai IIIA
dan unsur transisi, unsur-unsur bukan logam berada dalam golongan VA sampai
VIIIA. Adapun golongan IVA dengan arah diagonal ke kanan bawah, umumnya
semi-logam.
2.
Hubungan konfigurasi elektron dengan sistem periodik
Dalam tabel periodik
modern, unsur-unsur dalam satu golongan memiliki sifat-sifat yang mirip,
demikian pula dalam satu periode memiliki sifat-sifat beraturan. Mengapa demikian?
Kemiripan dan keteraturan sifat- sifat unsur dalam tabel periodik ada kaitannya
dengan konfigurasi elektron atom dari unsur-unsur itu.
a. Periode dan Konfigurasi Elektron
Adakah hubungan antara jumlah unsur yang
terdapat dalam tiap periode dan konfigurasi elektronnya? Jika Anda simak tabel
periodik pada baris mendatar kemudian dihubungkan dengan jumlah elektron dalam
setiap lintasan atau orbit, tentu Anda akan memperoleh kesimpulan sebagai
berikut. 1. Jumlah unsur dalam periode 1 menyatakan jumlah maksimum elektron
yang menghuni orbit ke-1, yaitu 2 macam unsur. 2. Jumlah unsur dalam periode 2
menyatakan jumlah maksimum elektron yang menghuni orbit ke-2, yaitu 8 unsur.
Contoh: Jumlah elektron maksimum yang dapat menghuni orbit-1 (n = 1)
adalah 2 elektron sehingga jumlah unsur yang terdapat dalam periode 1 adalah 2
macam. Demikian juga pada orbit ke-2 (n=2) dapat dihuni maksimum oleh 8
elektron sehingga jumlah unsur pada periode 2 adalah 8 macam.
Pertanyaan selanjutnya adalah adakah hubungan antara posisi unsur-unsur
dalam periode dan konfigurasi elektronnya? Untuk menemukan jawabannya, Anda
dapat menghubungkannya dengan kedudukan elektron valensi dari atom unsur itu.
Jika elektron valensi berada dalam orbit ke-3 maka unsur yang bersangkutan akan
menghuni periode 3.
b.
Golongan dalam table periodic modern
Pertanyaan selanjutnya
adalah apakah ada hubungan antara golongan dalam tabel periodik dan konfigurasi
elektron? Untuk menemukan jawaban tersebut, kembangkan oleh Anda konfigurasi
elektron unsur-unsur, misalnya golongan IA (H, Na, K) dan golongan IIA (Be, Mg,
Ca), kemudian temukan kesamaannya pada setiap golongan
Ø Golongan IA atau
golongan alkali.
Golongan alkali terdiri atas unsure hiddroggen
dan logam-logam alkali, yaitu litium ( Li), natrium (Na), Kalium (K), rubidium
( Rb), sesium (Cs), dan Fransium (Fr).
Sifar dari unsure golongan alkali
antaran lain: Li sampai Cs bersifat logam, mengilap seperti perak, lunnak dapat
diiris dengan pisau, ,dan Fr berifat radioaktif. Unsure golongan alkali secara
langsung membentuk ion bermuatan (+1). Atom hydrogen merupakan atom unsure
bukan logam. Hydrogen ditempatkan kedalam golongan IA walaupun sifat-sifatnya
berbeda dengan unsure Li sampai Fr karena hanya mempunyai sebuah electron.
Ø Golongan IIA atau
golongan alkali tanah
Golongan alkali tanah terdiri atas unsure
berilium (Be), magnesium(Mg), kalsium(Ca), stronsium(Sr), barium(Ba), dan
radium(Ra). Kemiripan sifat yang dimiliki unsure golongan IIA dengan unsure
golongan IA antara lain: logam, mengilap seperti perak.
Ø Golongan VIIA atau
golongan halogen
Golongan VIIA atau golongan halogen terdiri dari
fluor (F), klor(Cl), brom(Br), iod(I), dan astatine(At). Sifat-sifat unsure
fluor sampai iod adalah non logam, dapat membentuk molekul dwiatom ( dua atom).
Contohnya: F2, Cl2, Br2,dan I2.
Astatin (At) merupakan unsure yang bersifat radioaktif).
Ø Golongan VIIIA
atau golongan gas mulia.
Golongan gas mulia terdiri atas unsure helium (
He), neon( Ne), argon (Ar), kripton( Kr), Xenon ( Xe), dan radon( Rn). Sifat-sifat
dari unsure golongan ini pada suhu kamar semua berwujud gas, molekulnya terdiri
dari satu atom ( mono atom), dan sangat sukar bereaksi.
c. Periode dalam
table periodic modern.
Periode 1: terdiri dari 2 unsur, hydrogen dan helium.
Periode ini disebut periode sangat pendek.
Periode 2: terdiri dari 8 unsur, yaitu litium,,
berkelium,boron, karbon, nitrogen, oksigen, fluor, dan neon. Periode ini
disebut periode pendek.
Periode 3: terdiri dari 8 unsur, yaitu natrium,
magnesium, aluminium, silicon, fosfor, belerang, klor dan argon. Periode ini
disebut periode pendek.
Periode 4 dan 5; masing-masing terdiri dari 18 unsur. Periode
ini disebut periode panjang.
Periode 6: berisi 32 unsur, disebut periode sangat
panjang. Dalam pariode ini terdapat 14 unsur yang dikenal dengan unsure-unsur
lantanida, yaitu unsure dengan nomor atom 57 sampai dengan 71. Keempat belas
unsure lantanida ditempatkan dibagian bawah table periodic.
Periodik 7: merupakan periode yang sangat panjang tetapi belum berisi penuh disebut
periodi belum lengkap ( baru terisi 23 unsur). Pada periodi ini terdapat
unsure-unsur aktinida karena terletak satu kotak dengan atom actinium( 89 Ac) keempat
belas unsure aktinida ditempatkan dibagian bawah table periodik.
B.
Sifat-sifat periodik unsur
Sifat periodik adalah sifat yang berubah
secara beraturan sesuai dengan kenaikan nomor atom, yaitu dari kiri kekanan
dalam satu periode dan dari atas ke bawah dalam satu golongan. Sifat-sifat
periodik yang ada meliputi jari-jari
atom, energi ionisasi, afinitas elektron, keelektronegatifan, titik cair, serta
titik didih.
1. Jari-jari atom
Jari-jari atom didefinisikan sebagai setengah jarak antara dua inti atom
yang berikatan dalam wujud padat.
Gambar jari-jari atom
Tabel 1 . Jari-jari atom menutut golongan
Hasil pengukuran ditunjukkan pada Tabel diatas. Jika Anda perhatikan
maka akan terlihat adanya keteraturan jari-jari, baik dalam golongan yang sama
maupun dalam periode yang sama.
Perhatikanlah jari-jari atom dari
atas ke bawah dalam golongan yang sama. Apakah yang dapat Anda simpulkan
mengenai jari-jari atom dalam golongan yang sama? Bertambahnya jari-jari atom
dari atas ke bawah dalam golongan yang sama disebabkan bertambahnya orbit
(lintasan) elektron. Bertambahnya orbit menyebabkan volume atom mengembang
sehingga jari-jari atom meningkat.
Perhatikanlah jari-jari atom dari
kiri ke kanan dalam periode yang sama. Apakah yang dapat Anda simpulkan
mengenai jari-jari atom dalam periode yang sama?
Penurunan jari-jari atom dari kiri
ke kanan dalam periode yang sama disebabkan bertambahnya jumlah proton di dalam
inti atom, sedangkan jumlah orbitnya sama. Dengan bertambahnya jumlah proton,
tarikan inti terhadap elektron valensi makin kuat sehingga terjadi pengerutan
volume atom. Akibatnya, jari-jari atom dari kiri ke kanan mengecil.
2. Energi ionisasi
Energi ionisasi adalah energi yang diperlukan untuk mengeluarkan
elektron valensi dari suatu atom atau ion dalam wujud gas. Nilai energi
ionisasi bergantung pada jarak elektron valensi terhadap inti atom. Makin jauh
jarak elektron valensi terhadap inti atom, makin lemah tarikan inti terhadap
elektron sehingga energi ionisasi makin kecil.
Pada periode yang sama, dari kiri ke kanan jari-jari atom relatif tetap,
tetapi muatan inti bertambah. Hal ini menyebabkan tarikan inti terhadap
elektron valensi makin besar. Bagaimanakah kecenderungan energi ionisasi jika
diurutkan dari kiri ke kanan pada periode yang sama?
Selain muatan inti atom, energi ionisasi juga dipengaruhi oleh konfigurasi
elektron, terutama konfigurasi elektron dengan jumlah elektron valensi sebanyak
8 (golongan VIIIA, gas mulia). Pada setiap periode, energi ionisasi terbesar
dimiliki oleh unsur-unsur gas mulia (He, Ne, Ar, Kr, dan Xe). Unsur- unsur gas
mulia adalah contoh unsur-unsur paling 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
energi ionisasi yang sangat besar.
3. Afinitas elektron
Afinitas elektron adalah perubahan energi atom ketika elektron
ditambahkan kepada atom itu dalam keadaan gas. Berbeda dengan energi
ionisasi, afinitas elektron dapat berharga positif atau negatif. Jika satu
elektron ditambahkan kepada atom yang stabil dan sejumlah energi diserap maka
afinitas elektronnya berharga positif. Jika dilepaskan energi, afinitas
elektronnya berharga negatif.
Secara umum, nilai afinitas elektron dalam golongan yang sama dari atas ke
bawah menurun, sedangkan pada periode yang sama dari kiri ke kanan meningkat.
Nilai afinitas elektron umumnya sejalan dengan jari- jari atom. Makin kecil
jari-jari atom, nilai afinitas elektron makin tinggi. Sebaliknya, makin besar
jari-jari atom, nilai afinitas elektron kecil.
tabel 1. jari-jari atom menurut golongan
tabel 1. jari-jari atom menurut golongan
4. Keelektronegatifan
Keelektronegatifan didefinisikan sebagai kecenderungan suatu atom dalam
molekul untuk menarik pasangan elektron yang digunakan pada ikatan ke arah atom
bersangkutan. Skala keelektronegatifan yang dipakai sampai sekarang adalah
yang dikembangkan oleh Pauling sebab lebih lengkap dibandingkan skala
keelektronegatifan yang lain. Pauling memberikan skala keelektronegatifan 4
untuk unsur yang memiliki energi ionisasi dan energi afinitas elektron tinggi,
yaitu pada unsur florin, sedangkan unsur-unsur lainnya di bawah nilai 4.
Pada tabel periodik, unsur florin yang ditetapkan memiliki
keelektronegatifan 4 (terbesar) berada di ujung kanan paling atas.
Adapun Unsur fransium yang memiliki keelektronegatifan terendah yaitu 0,7
berada di kiri paling bawah dalam tabel periodik.
Tau tentng pendapat tentang penenpatan atom hidrogen ngak.??
BalasHapus