SISTEM PERIODIK UNSUR
MACAM-MACAM SISTEM PERIODIK
A. Daftar Dobereiner dan Newlands
Pada permulaan abad ke-19 setelah teori atom Dalton disebarluaskan, massa atom relative (berat atom merupakan sifat yang digunakan untuk membedakan suatu unsur dari unsure yang lain. Adalah Juhann W. Dobereiner, orang pertama yang menemukan adanya hubungan antara sifat unsru dan massa atom relative. Ia menemukan pada tahun 1817 beberapa kelompok tiga unsure yang mempunyai kemiripan sifat yang ada hubungannya dengan massa atom relative, seperti
Litium Kalsium Klor
Natrium Strontium Brom
Kalium Barium Yod
Kelompok tiga unsure ini disebut Triade, diamatilah bahwa, massa atom reatif Brom, 80, kira-kira sama dengan setengah dari jumlah massa atom relative klor (35) dan yod (127).
Massa atom relative Br = ½ (35+127) = 81
Meskipun Triade ini masih jauh dari sempurna namun penemuannya ini mendorong orang untuk menyusun daftar unsure-unsur sesuai denga sifatnya.
Triade Dobereiner menemukan adanya beberapa kelompok tiga unsur yang memiliki kemiripan sifat, yang ada hubungannya dengan massa atom.
| Ø Contoh kelompok-kelompok triade: - Cl, Br dan I - Ca, Sr dan Ba - S, Se dan Te |
2. Hukum Oktaf Newlands
Pada tahun 1865, John Newlands menemukan hubungan lain antara sifat unsure dan massa atom relative, sesuai dengan hokum yang disebutnya Hukum Oktaf. Ia menyusun unsure dalam kelompok tujuh unsure, dan setiap unsure kedelapan mempunyai sifat mirip dengan unsure pertama dari kelompok sebelumnya (sama halnya dengan oktaf dalam nada music).
Li Be B C N O F
Na Mg Al Si P S Cl
K Ca Cr Ti Mn Fe
Meskipun ada hal yang tidak dapat diterima, misalnya Cr tidak mirip dengan Al, Mn tidak mirip dengan P, Fe tidak mirip dengan S, tetapi usahanya telah menuju ke usaha yang tepat, untuk menyusun suatu daftar unsure.
Hukum Oktaf Newlands. Apabila unsur disusun berdasarkan kenaikan massa atom, maka unsur kesembilan mempunyai sifat-sifat yang mirip dengan unsur pertama, unsur kesepuluh mirip dengan unsur kedua dan seterusnya. Karena setelah unsur kedelapan sifat-sifatnya selalu terulang, maka dinamakan hukum Oktaf. Contoh: Li (nomor atom 3) akan mirip sifatnya dengan Na (nomor atom 11) 3 ® 11
B. Daftar Mendeleyev
Dalam waktu tiga tahun setelah Newlands mengumumkan “Hukum Oktaf” Lothar Meyer dan Dimitri Ivanovich Mendeleyev yang bekerja ditempat terpisah mengemukakan hubungan yang lebih terperinci antara massa atom relative dan sifat unsure. Kedua sarjana ini menemukan system periodic, jika unsure-unsur diatur menurut kenaikan massa atom relatif. Meyer dalam mempelajari keperiodikan unsure-unsur lebih menekankan perhatiannya pada sifat-sifat fisika. Ia membuat grafik dengan mengalurkan volume atom unsure terhadap massa atom relatif. Volume atom unsure diperroleh dengan cara membagi massa atom relative dengan kerapatan unsure. Grafik menunjukkan bahwa unsur-unsur yang sifatnya mirip, terletak di titik-titik atau di tempat tertentu dalam setiap bagian grafik yang mirip bentuknya. Misalnya unsure alkali (Na, K, Rb) terdapat di puncak grafik. Ini menunjukkan bahwa ada hubungan antara sifat unsur dengan massa atom relatifnya.
Pada tahun 1869 mendeleyev berhasil menyusun satu daftar terdiri atas 65 unsur yang telah dikenal pada waktu itu. Selain dari sifat fisika Ia menggunakan sifat-sifat kimia untuk menyusun daftar unsur-unsur berdasarkan kenaikan massa atom relatif. Dalam hal ini ia mengungkapkan suatu hokum yang dikenal sebagai hukum periodik yang berbunyi :
“Sifat unsur-unsur merupakan fungsi berkala dari massa atom relatif”
| Disusun berdasarkan massa atomnya dengan tidak mengabaikan sifat-sifat unsurnya. Lahirlah hukum periodik unsur yang menyatakan bahwa apabila unsur disusun menurut massa atomnya, maka unsur itu akan menunjukkan sifat-sifat yang berulang secara periodik. Ø Beberapa keunggulan sistem periodik Mendeleyev, antara lain: · Ada tempat bagi unsur transisi. · Terdapat tempat-tempat kosong yang diramalkan akan diisi dengan unsur yang belum ditemukan pada waktu itu. Ø Kekurangan sistem periodik ini: Adanya empat pasal anomali, yaitu penyimpangan terhadap hukum perioditas yang disusun berdasarkan kenaikan massa atomnya. Keempat anomali itu adalah: Ar dengan K, Te dengan I, Co dengan Ni dan Th dengan Pa. |
Unsur-unsur disusun menurut kenaikan massa atom relative seperti yang digunakan oleh Newlands dengan beberapa perbaikan antara lain :
a. Besarnya selisih massa atom relatif dua unsur yang berurutan sekurang-kurangnya dua satuan.
b. Bagi unsur-unsur yang dikenal sebagai unsur transisi disediakan jalur khusus.
c. Beberapa tempat dikosongkan untuk unsur-unsur yang belum ditemukan pada waktu itu yang mempunyai massa atom 44, 68, 72, dan 100.
d. Mengadakan koreksi terhadap harga massa atom relative yang dianggap tidak tepat. Misalnya massa atom relatif Cr bkan 43,3 tetapi 52,0.
e. Tanpa ekesperimen ia mengubah valensi boron dan aluminium dari 2 menjadi 3.
f. Ia meramal sifat unsur-unsur yang belum dikenal, misalnya sifat-sifat ekasilikon (Ge).
Keuntungan dari daftar Mendeleyev dalam memahami sifat unsur adalah:
1. Sifat kimia dan sifat fisika unsur dalam satu golongan berubah secara teratur.
2. Valensi tertinggi yang dapat dicapai oleh unsur-unsur dalam golongan sama dengan nomor golongan unsur.
3. Sifat Li mirip dengan sifat Mg.
Sifat Be mirip dengan sifat Al.
Sifat B mirip dengan sifat Si
Kemiripan sifat ini dikenal sebagai hubungan diagonal.
4. Perubahan sifat yang mendadak dari unsur halogen yang sangat elektronegatif ke unsur alkali yang sangat elektropositif menunjukkan adanya sekelompok unsur yang tidak bersifat elektronegatif maupun elektropositif.
5. Mendeleyev meramal sifat unsur yang belum ditemukan, yang akan mengisi tempat yang kosong dalam daftar.
6. Daftar ini tidak mengalami perubahan setelah ditemukan unsur-unsur gas mulai He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn diantara tahun 1890-1900.
Keterbatasan Daftar Mendeleyev
Di samping keunggulan Daftar Mendeleyev ditemukan beberapa hal yaitu:
1. Panjang periode yang tidak sama
2. Beberapa urutan unsure adalah terbalik jika ditinjau dari urutan berrtambahnya massa atom relatif (berat atom).
3. Triade besi (Fe, Co, Ni), triade Platina ringan (Ru, Rh, Pd) dan triade platina (Os, Ir,Pt), dimasukkan ke dalam golongan 8, 9, 10. Di antara unsure- unsure golongan ini hanya Ru dan Os yang mempunyai valensi 8.
4. Selisih massa relatif antara dua unsur yang berurutan tidak teratur (berkisarr antara -1 dan +4, sehingga sukar untuk meramal unsure-unsur yang belum ditemukan.
5. Perubahan sifat unsure dari elektronegatif melalui sifat lamban (Inert) dari gas mulia ke sifat elektropositif, tidak dapat dijelaskan dengan bertambahnyya massa atom relatif.
6. Unsur- unsur lanthanoida yang terdiri dari 14 unsur dimasukkan ke dalam satu golongan.
7. Besarnya valensi unsure yang lebih dari satu macam valensi, suar diramal dari kedudukannya dalam system periodic.
8. Sifat anomaly unsure pertama setiap golongan tidak ada hubungannya dengan massa atom relatif.
9. Jika daftar disusun berdasarkan atas massa atom relative, maka isotop unsure yang sama harus ditempatkan di golongan yang berbeda, sedangkan isobar seperti :
40Ar, 40K, 40Ca
Harus dimasukkan dalam satu golongan.
C. Sistem Periodik Bentuk Panjang
Sistem ini merupakan penyempurnaan dari gagasan Mendeleyev, disusun berdasarkan nomor atomnya. Sistem ini terdiri dari dua deret, deret horisontal disebut periodik dan deret vertikal disebut golongan.
| SISTEM PERIODIK DAN HUBUNGANNYA DENGAN KONFIGURASI ELEKTRON a) Hubungan antara perioda dengan konfigurasi elektron Dalam sistem periodik, perioda menunjukkan banyaknya kulit yang telah terisi elektron di dalam suatu atom. Sehingga sesuai dengan banyaknya kulit yaitu K, L, M, N, O, P, Q maka sistem periodik mempunyai 7 perioda. Unsur yang terletak pada satu golongan mempunyai sifat-sifat kimia yang mirip (hampir sama). Unsur-unsur golongan A disebut golongan utama, sedangkan unsur-unsur golongan B disebut unsur transisi (peralihan), semua unsur transisi diberi simbol B kecuali untuk triade besi, paladium dan platina disebut "golongan VIII''. · LAMBANG UNSUR-UNSUR GOLONGAN A
· LAMBANG UNSUR-UNSUR GOLONGAN B
· GOLONGAN LANTANIDA DAN AKTINIDA, DIBERI LAMBANG nS2 (n-2)f1-14 Jika : n = 6 adalah lantanida n = 7 adalah aktinida 1. Unsur dengan nomor atom 11, konfigurasinya : 1s2 2s2 2p6 3s1 - 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 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1 - n = 4, berarti perioda 4 (kulit N). - elektronvalensi 4s2 4p1, berarti golongan IIIA. 3. Unsur Sc dengan nomor atom 21, konfigurasinya : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 - n = 4, berarti perioda 4 (kulit N). - 3d1 4s2 berarti golongan IIIB. 4. Unsur Fe dengan nomor atom 26, konfigurasinya : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 - n = 4, berarti perioda 4 (kulit N). - 3d6 4s2 , berarti golongan VIII. | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| 1. | Jari jari atom adalah jarak dari inti atom ke lintasan elektron terluar. | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| - | Dalam satu perioda, dari kiri ke kanan jari jari atom berkurang. | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| - | Dalam satu golongan, dari atas ke bawah jari-jari atom bertambah. | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| - | Jari-jari atom netral lebih besar daripada jari-jari ion positifnya tetapi lebih kecil dari jari-jari ion negatifnya. Contoh: jari-jari atom Cl < jari-jari ion Cl- jari-jari atom Ba > jari-jari ion Ba2+ | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| 2. | Potensial ionisasi adalah energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron yang paling lemah/luar dari atom suatu unsur atau ion dalam keadaan gas. | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| - | Dalam satu perioda, dari kiri ke kanan potensial ionisasi bertambah. | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| - | Dalam satu golongan, dari atas ke bawah potensial ionisasi berkurang. | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| 3. | Affinitas elektron adalah besarnya energi yang dibebaskan pada saat atom suatu unsur dalam keadaan gas menerima elektron. | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| - | Dalam satu perioda, dari kiri ke kanan affinitas elektron bertambah. | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| - | Dalam satu golongan, dari atas ke bawah affinitas elektron berkurang. | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| 4. | Keelektronegatifan adalah kemampuan atom suatu unsur untuk menarik elektron ke arah intinya dan digunakan bersama. | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Ø Secara diagramatis sifat-sifat ini dapat disajikan sebagai berikut
1. Jari-jari atom
2. Sifat logam
3. Sifat elektropositif
4. Reduktor
5. Sifat basa/oksida basa
2. Sifat logam
3. Sifat elektropositif
4. Reduktor
5. Sifat basa/oksida basa
Ø makin besar/kuat
1.Sifat elektronegatif
2. Oksidator
3. Potensial ionisasi
4. Affinitas elektron
5. Keelektronegatifan
2. Oksidator
3. Potensial ionisasi
4. Affinitas elektron
5. Keelektronegatifan
Ø Keterangan: tanda-tanda panah di atas mempunyai arti sebagai berikut
| Ò: artinya, dalam satu periode dari kiri ke kanan ~: artinya, dalam satu periode dari kanan ke kiri -: artinya, dalam satu golongan dari atas ke bawah á: artinya, dalam satu golongan dari bawah ke atas |
NOMOR ATOM DAN HUKUM PERIODIK
Pada tahun 1915 Moseley yang bekerrja di laboratorium Rutherford mengerjakan sejumlah percobaan menggunakan berbagai logam sebagai antikatoda pada tabung sinal –X. frekuensi-frekuensi sinar –X yang disebut frekuensi karateristik bergantung kepada macam logam yyang digunakan. Ia menemukan bahwa frekuensi garis K dan L dari spectrum sinar – X yang karakteristik dinyatakan dengan persamaan :
Dengan a dan b adalah tetapan dan Z adalah nomor atom.
Moseley menyimpulkan bahwa ada perubahan yang teratur dari energy sinar X sesuai dengan perubahan nomor atom dan bukan massa atom relatif. Dengan demikian hukum periodik Mendeleyev mengalami sedikit revisi.
Versi modern hukum periodik berbunyi:
Sifat unsur-unsur merupakan fungsi berkala dari nomor atom.
Dalam system periodik yang lengkap terdapat lima pasang unsur, yang letaknya terbalik jika ditinjau dari massa atom relatif.
TABEL PERIODIK
Tabel periodik unsur-unsur kimia adalah tampilan unsur-unsur kimia dalam bentuk tabel. Unsur-unsur tersebut diatur berdasarkan struktur elektronnya sehingga sifat kimia unsur-unsur tersebut berubah-ubah secara teratur sepanjang tabel. Setiap unsur didaftarkan berdasarkan nomor atom dan lambang unsurnya.
Tabel periodik standar memberikan informasi dasar mengenai suatu unsur. Ada juga cara lain untuk menampilkan unsur-unsur kimia dengan memuat keterangan lebih atau dari persepektif yang berbeda.
1. Penjelasan struktur tabel periodik
| 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p 8s 5g 6f 7d 8p ... |
Berdasarkan hal inilah struktur tabel disusun. Karena elektron terluar menentukan sifat kimia suatu unsur, unsur-unsur yang segolongan umumnya mempunyai sifat kimia yang mirip. Unsur-unsur segolongan yang berdekatan mempunyai sifat fisika yang mirip, meskipun massa mereka jauh berbeda. Unsur-unsur seperiode yang berdekatan mempunyai massa yang hampir sama, tetapi sifat yang berbeda.
Sebagai contoh, dalam periode kedua, yang berdekatan dengan Nitrogen (N) adalah Karbon (C) dan Oksigen (O). Meskipun massa unsur-unsur tersebut hampir sama (massanya hanya selisih beberapa satuan massa atom), mereka mempunyai sifat yang jauh berbeda, sebagaimana bisa dilihat dengan melihat alotrop mereka: oksigen diatomik adalah gas yang dapat terbakar, nitrogen diatomik adalah gas yang tak dapat terbakar, dan karbon adalah zat padat yang dapat terbakar (ya, berlian pun dapat terbakar!).
Sebaliknya, yang berdekatan dengan unsur Klorin (Cl) di tabel periodik, dalam golongan Halogen, adalah Fluorin (F) dan Bromin (Br). Meskipun massa unsur-unsur tersebut jauh berbeda, alotropnya mempunyai sifat yang sangat mirip: Semuanya bersifat sangat korosif (yakni mudah bercampur dengan logam membentuk garam logam halida); klorin dan fluorin adalah gas, sementara bromin adalah cairan bertitik didih yang rendah; sedikitnya, klorin dan bromin sangat berwarna.
2. Golongan
Kolom dalam tabel periodik disebut golongan. Ada 18 golongan dalam tabel periodik baku. Unsur-unsur yang segolongan mempunyai konfigurasi elektron valensi yang mirip, sehingga mempunyai sifat yang mirip pula. Ada tiga sistem pemberian nomor golongan. Sistem pertama memakai angka Arab dan dua sistem lainnya memakai angka Romawi. Nama dengan angka Romawi adalah nama golongan yang asli tradisional. Nama dengan angka Arab adalah sistem tatanama baru yang disarankan oleh International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC). Sistem penamaan tersebut dikembangkan untuk menggantikan kedua sistem lama yang menggunakan angka Romawi karena kedua sistem tersebut membingungkan, menggunakan satu nama untuk beberapa hal yang berbeda.
Golongan bisa dianggap sebagai cara yang paling penting dari mengklasifikasi unsur. Pada beberapa golongan, unsur-unsurnya ada yang sangat mirip sifatnya dan memiliki kecenderungan sifat yang jelas jika ditelusuri menurun di dalam kolom. Golongan-golongan ini sering diberi nama umum (tak sistematis) sebagai contoh: logam alkali, logam alkali tanah, halogen, khalkogen, dan gas mulia. Beberapa golongan lainnya dalam tabel tidak menampilkan sebanyak persamaan maupun kecenderungan sifat secara vertikal (sebagai contoh Kelompok 14 dan 15), golongan ini tidak memiliki nama umum.
3. Periode
Baris dalam tabel periodik disebut periode. Walaupun golongan adalah cara yang paling umum untuk mengklasifikasi unsur, ada beberapa bagian di tabel unsur yang kecenderungan sifatnya secara horisontal dan kesamaan sifatnya lebih penting dan mencolok daripada kecenderungan vertikal. Fenomena ini terjadi di blok-d (atau "logam transisi"), dan terutama blok-f, dimana lantinida dan aktinida menunjukan sifat berurutan yang sangat mencolok.
4. Periodisitas Sifat Kimia
Nilai utama dari tabel periodik adalah kemampuan untuk memprediksi sifat kimia dari sebuah unsur berdasarkan lokasi di tabel. Perlu dicatat bahwa sifat kimia berubah banyak jika bergerak secara vertikal di sepanjang kolom di dalam tabel dibandingkan secara horizontal sepanjang baris.
5. Kecenderungan Periodisitas dalam Golongan
Teori struktur atom mekanika kuantum modern menjelaskan kecenderungan golongan dengan memproposisikan bahwa unsur dalam golongan yang sama memiliki konfigurasi elektron yang sama dalam kulit terluarnya, yang merupakan faktor terpenting penyebab sifat kimia yang mirip. Unsur-unsur dalam golongan yang sama juga menunjukkan pola jari-jari atom, energi ionisasi, dan elektronegativitas. Dari urutan atas ke bawah dalam golongan, jari-jari atom unsur bertambah besar. Karena lebih banyak susunan energi yang terisi, elektron valensi terletak lebih jauh dari inti. Dari urutan atas, setiap unsur memiliki energi ionisasi yang lebih rendah dari unsur sebelumnya karena lebih mudahnya sebuah elektron terlepas karena elektron terluarnya yang semakin jauh dari inti. Demikian pula, suatu golongan juga menampilkan penurunan elektronegativitas dari urutan atas ke bawah karena peningkatan jarak antara elektron valensi dan inti.
7. Kecenderungan Periodisasi Periode
Unsur-unsur dalam periode yang sama memiliki kecenderungan dalam jari-jari atom, energi ionisasi, afinitas elektron dan elektronegativitas. Dari kiri ke kanan, jari-jari atom biasanya menurun. Hal ini terjadi karena setiap unsur mendapat tambahan proton dan elektron yang menyebabkan elektron tertarik lebih dekat ke inti. Penurunan jari-jari atom ini juga menyebabkan meningkatnya energi ionisasi jika bergerak dari urutan kiri ke kanan. Semakin rapat terikatnya suatu unsur, semakin banyak energi yang diperlukan untuk melepaskan sebuah elektron. Demikian juga elektronegativitas, yang meningkat bersamaan dengan energi ionisasi karena tarikan oleh inti pada elektron. Afinitas elektron juga mempunyai kecenderungan, walau tidak semenyolok pada sebuah periode. Logam (bagian kiri dari perioda) pada umumnya memiliki afinitas elektron yang lebih rendah dibandingkan dengan unsur nonmetal (periode sebelah kanan), dengan pengecualian gas mulia.
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 |
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. Akan tetapi, Mendeleyev 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 Mendeleyev itu belakangan terbukti benar dengan ditemukannya struktur elektronik unsur-unsur pada akhir abad ke-19 dan awal abad ke-20.
SISTEM PERIODIK MODERN
Daftar asli Mendeleyev mengalami banyak perubahan namun, masih terlihat pada sisem periodic modern. Ada berbagai-bagai macam bentuk system periodic tetapi yang akan dibicarakan disini adalah system periodic panjang. Daftar ini disusun berdasarkan atas konfigurasi electron dari atom unsure-unsur. Unsure-unsur dengan konfigurasi electron yang mirip mempunyai sifat-sifat kimia yang mirip. Jadi sifat unsure ada hubungannya dengan konfigurasi electron. Hubungan ini dapat disimpulkan sebagai berikut :
1. Electron-elektron tersusun dalam orbital
2. Hanya dua electron saja yang dapat mengisi setiap orbital.
3. Orbital-orbital dikelompokkan dalam kulit.
4. Hanya n2 orbital yang dapat mengisi kulit ke-n.
5. Ada berbagai macam orbital dengan bentuk yang berbeda.
a. Orbital –s, satu orbital setiap kulit
b. Orbital – p, tiga orbital setiap kulit
c. Orbital –d, lima orbital setiap kulit
d. Orbital – f, tujuh orbital setiap kulit
6. Electron di bagian luar dari atom yang paling menentukan sifat kimia. Electron ini disebut electron valensi. Reaksi kimia menyangkut electron terluar.
7. Unsure dalam suatu jalur vertical mempunyai struktur electron terluar yang sama, oleh karena ini mempunyai sifat kimia yang mirip. Jalur ini disebut golongan.
8. Pada umumnya dalam satu golongan sifat unsure berubah secara teratur.
9. Selain daripada itu ada perubahan teratur sifat kimia dalam suatu jalur horizontal dalam system periodic, jalur ini disiebut perioda.
Seperti telah dijelaskan bahwa system periodic panjang disusun berdasarkan atas konfigurasi electron dari atom unsure-unsur sedangkan konfigurasi electron ditentukan oleh nomor atom. Dengan demikian dapat diungkapkan hokum periodic yang lengkap sebagai berikut :
1. Sifat unsure merupakan fungsi berkala dari nomor atom
2. Sifat unsure-unsur bergantung pada konfigurasi electron.
GOLONGAN UNSUR
Berdasarkan struktur electron dari unsur-unsur dalam susunan berkala dibagi dalam empat blok :
Unsur-unsur blok s n s 1,2
Unsur-unsur blok p ns2 np1 …… 6
Unsur-unsur blok d (n-1)d1 ……. 10
Unsur-unsur blok f (n-2)f1………..14 (n-1)d1 ns2
Unsure-unsur blok s dan blok p biasanya disebut unsure-unsur golongan utama atau unsure-unsur representatif. Unsure-unsur transisi dalam yang menyangkut 4f disebut lantanoida dan yang menyangkut 5f disebut aktinoida. Oleh karena beberapa tahun yang lampau pemakaian lambing golongan A dan B belum seragam, maka IUPAC telah member rekomendasi penggolongan unsure-unsur.
PERIODA DALAM SISTEM PERIODIK
Nomor perioda dari atas ke bawah menunjukkan bilangan kuantum terbesar yang dapat dimiliki oleh atom dari unsure-unsur yang terdapat dalam perioda tersebut.
Perioda pertama menyangkut orbital s
Perioda kedua menyangkut orbital s, p
Perioda ketiga menyangkut orbital s, p
Perioda keempat menyangkut orbital s, p, d
Perioda kelima menyangkut orbital s, p, d
Perioda keenam menyangkut orbital s, p, d, f
Perioda ketujuh menyangkut orbital s, p, d, f
Perioda kedelapan menyangkut orbital s, p, d, f, g
| Perioda | Jumlah unsure | Nomor atom unsur alkali | Nomor atom gas mulia |
| 1 | 2 | - | 2 |
| 2 | 8 | 3 | 10 |
| 3 | 8 | 11 | 18 |
| 4 | 18 | 19 | 36 |
| 5 | 18 | 37 | 54 |
| 6 | 32 | 55 | 86 |
| 7 | 32 | 87 | 118 |
| 8 | 50 | 119 | 168 |
LOGAM DAN NON-LOGAM
Unsure-unsur dapat juga dibagi dalam tiga kelompok yaitu logan, metalloid, dan nonlogam. Logam adalah zat yang dapat menghantarkan listrik dan panas, mempunyai sifat kilap logam dan sifat mekanik tertentu seperti kekuatan regang, kedapat tempaan tidak kelihatan.
Unsure yang terletak disebelah kiri system periodic adalah logam.
Unsure-unsur nonlogam terletak sebelah kanan system periodic, hydrogen termasuk dalam unsure nonlogam. Pada umumnya unsure-unsuur ini tidak memiliki sifat logam dan pada keadaan normal terdapat sebagai serbuk atau gas.
Unsure-unsur metalloid memiliki sifat di antaraa sifat logam dan sifat non logam. Batas antara logam dan nonlogam tidak tajam, pada batas ini terletak metalloid. Masih belum ada kesepakatan tentang jumlah unsure-unsur metalloid. Pada umumnya B, Si, Ge, As, Sb, dan Te adalah unsure metalloid. Dalam beberapa suasana eksperimen P, Se, dan Bi menunjukkan juga sifat metalloida.
Klasifikasi unsur – unsur dalam Tabel Periodik Unsur
Unsur-unsur dapat diklasifikasikan menurut banyak cara, yang paling tegas adalah atas dasar wujud pada keadaan Standard Ambient Temperature and Pressure (25 ). Atas dasar SATP, unsur-unsur dibedakan dalam wujud gas yaitu ada sebelas unsur, hidrogen, nitrogen, oksigen, fluorin, klorin, dan gas mulia, wujud cair yaitu hanya ada dua unsur, bromin dan merkuri, dan sisanya wujud padat. Klasifikasi wjud fisik demikian ini tentu tidak memberikan banyak aspek kimiawinya.
Klasifikasi lain yang sangat umum adalh berdasarkan dua kelompok logam atau metal
dan nonlogam atau nonmetal.
a. Unsur-unsur inert
Kelompok unsur-unsur ini yang sering disebut juga unsur-unsur gas mulia (noblegas) terdiri atas 2He, 4K, 18Ar, 36Kr, 54Xe, dan 86Rn. Kecuali He yang mempunyai konfigurasi penuh 1s2, kelompok unsur ini ditandai dengan konfigurasi elektronik penuh untuk setiap orbital dan dengan elektron valensi ns2 np6 . Karakteristik pada orbital kulit terluar inilah yang biasanya dikaitkan dengan sifat inert (lembam) unsur-unsur yang bersangkutan , yaitu sangat stabil dalam arti sukar bereaksi dengan unsur-unsur lain. Namun demikian, akhir-akhir ini telah berhasil dibuat beberapa senyawa xenon dan kripton seperti XeF2, XeF4, XeF6, XeO4, dan KrF2. Unsur-unsur inert ini sering juga diklasifikasikan sebagai golongan nol karena sifat kestabilan yang tinggi, namun lebih sering diklasifikasikan sebagai golongan VIII utama atau M8. Perlu dicatat bahwa konfigurasi elektronik unsur-unsur gas mulia dianggap sudah penuh, dan oleh karenanya dipakai sebagai standar untuk menyatakan penuh atau tidak-penuhnya konfigurasi elektronik kelompok unsur-unsur lain.
b. Kelompok unsur-unsur utama
Unsur-unsur golongan utama atau representatif ditandai oleh kofigurasi elktronik tidak penuh pada satu kulit terluar ns1 -_ ns2 np(0-5). Unsur-unsur 30Zn, 48Cd, dan 80Hg, masing-masing mempunyai konfigurasi elektronik [18Ar] 3d10 4s2 , [36Kr] 4d10 5s2, dan [54Xe] 4f14 5d10 6s2. Unsur-unsur ini dapat membentuk ion M2+ seperti golongan-golongan M2 dengan beberapa kemiripan , namun dengan perbedaan sifat-sifat di antara kedua kelompok ini. Salah satu perbedaannya adalah unsur-unsur Zn dan Cd mempunyai sifat kecenderungan yang lebih besar untuk membentuk senyawa-senyawa kompleks dengan NH3, ion-ion X- dan CN-.
c. Kelompok unsur transisi
Batasan mengenai unsur transisi masih diperdebatkan. Dari satu sisi unsur-unsur transisi mencakup seluruh unsur-unsur dengan orbital nd(1-10) sedang “diisi” elektron menurut prinsip aufbau. Secara umum batasan ini memberikan karakteristik konfigurasi elektronik........(n-1)d(1-10) ns(1-2), dan dengan demikian unsur-unsur dengan konfigurasi elektronik .........(n-1)d10 ns2 yaitu Zn, Cd, dan Hg termasuk di dalamnya. Sebaliknya pandangan lain, yang lebih banyak diikuti oleh para ahli kimia, mempertimbangkan bahwa ketiga unsur kelompok terakhir ini mempunyai sifat-sifat yang berbeda dari umumnya sifat-sifat kelompok unsur transisi, misalnya dalam hal sifat magnetis dan warna. Oleh karena itu, ketiga unsur tersebut tidak dapat dipertimbangkan sebagai unsur-unsur transisi. Dengan demikian, unsur-unsur transisi kemudian menunjuk pada unsur-unsur dengan konfigurasi elektronik belum pernah pada salah satu atau kedua kulit terluar yang melibatkan orbital d yaitu dengan karakteristik konfigurasi elektronik ...... (n-1)d(1-10) ns(1-2). Jadi, jelas bahwa dengan batasan demikian ini ketiga unsur tersebut, Zn, Cd, dan Hg tidak termasuk sebagai unsur transisi. Kedua batasan ini dengan mudah dapat dikomparasikan sebagai berikut:
| Kelompok Transisi,d | Unsur menurut batasan pertama | Unsur menurut batasan kedua |
| I (pertama) II (ke dua) III (ke tiga) | Sc - Zn Y - Cd La, dan Hf - Hg | Sc - Cu Y - Ag La, dan Hf - Au |
Perlu dicatat bahwa untuk kelompok transisi seri IIItersebut anggota pertamanya adalah 57La (......5d1) dan setelah “melompati” kelompok unsur transisi dalam (4f) baru disambung anggota kedua, 72Hf dan seterusnya. Dalam hal ini kelompok unsur 4f adalah 58Ce - 71Lu dan kelompok unsur 5f adalah 90Th - 103Lr. Versi lain menyarankan bahwa 71Lu (......5d1) merupakan anggota pertama sehingga tidak terjadi lompatan, dan konsekuensinya adalah bahwa kelompok unsur 4f terdiri atas 57La-70Yb dan kelompok unsur 5f terdiri atas 89Ac – 102No. Hal yang sangat penting adalah adanya kekecualian atau penyimpangan konfigurasi elektronik terhadap prinsip aufbau untuk unsur transisi.Penyimpangan konfigurasi elektronik tersebut sering dihubungkan dengan kestabilan bagi sistem orbital penuh dan setengah penuh.
UNSUR-UNSUR TRANSURANIUM DAN SISTEM PERIODIK
Kotak-kotak pada system periodic merupakan kunci penemuan unsur-unsur transuranium. Sebelum penemuan unsure-unsur ini hubungan antara sifat Th (nomorr atom 90), Pa (nomor atom 91), dan U (nomor atom 92) dengan kedudukannya di system periodic, tidak jelas. Setelah diketahui bahwa unsure-unsru transuranium merupakan suatu keluarga baru, aktinida (seperti actinium), maka dapat diramal sifat kimia unsure-unsur transuranium yang belum dikenal. Jika sifat-sifat unsure dapat diketahui, maka adalah mungkin untuk menemukan unsure-unsur baru dengan cara memisahkannya dari unsure-unsur lain dalam system periodic.
Sampai dengan perang dunia II orang masih menduga bahwa Th, Pa, dan U masih mempunyai hubungan sifat dengan Hf, Ta, dan W.
KEMIRIPAN SIFAT UNSUR
Kecendrungan utama dalam sifat-sifat unsure dan senyawanya dikelompokkan menurut perioda dan golongan. Sepanjang perioda kiri ke kanan, nomor atom bertambah, sedangkan ukuran kulit terluar berkurang, karena muatan ini bertambah besar. Hal-hal inilah yang menyebabkan pengontrolan atom terhadap electron bertambah sepanjang perioda sehingga menghasilkan kecendrungan dari logam ke bukan logam. Kemiripan sifat dalam satu golongan disebabkan adanya struktur electron yang sama dalam kulit terluar (electron valensi). Perbedaan sifat dalam golongan disebabkan perbedaan dalam ukuran atomnya.
Kemiripan sifat unsure dapat dikelompokka dalam kemiripan vertical, kemiripan horisontal, dan kemiripan diagonal.
a) Kemiripan vertical
b) kemiripan horizontal
c) kemiripan diagonal
a. Perkembangan Tabel Periodik
Di abad kesembilan belas, ketika para kimaiwan masih samar-samar dalam memahami gagasan tentang atom dan molakul, dan belum mengetahui adanya elektron dan proton, mereka menyusun tabel periodik dengan menggunakan pengtahuannya tentang massa atom. Mereka telah melakukan pengukuran massa atom dari sejumlah unsur dengan teliti.
Pada tahun 1864 kimiawan Inggris john Newlands memperhatikan bahwa jika unsur-unsur yang telah dikenal pada waktu itu disusun menurut massa atom, maka setiap unsur kedelapan memiliki sifat-sifat yang mirip. Newlands menyebut hubungan yang istimewa ini sebagai hukum oktaf. Akan tetapi, hukum ini tidak cocok untuk unsur-unsur setelah kalsium, dan karya Newlands tidak diterima oleh masyarakat ilmiah.
Lima tahun kemudian kimiawan Rusia Dmitri Mendeleev dan kimiawan Jerman lothar Meyer secara terpisah mengusulkan penyusunan tabulasi unsur-unsur lebih luas berdasarkan keteraturannya, sifat yang berulang secara periodik. Penggolongan yang disusun oleh Mendeleev lebih baik dibandingkan yang disusun oleh Newlands karena disebabkan dua hal. Pertama, ia menggolongkan unsur-unsur dengan lebih tepat menurut sifat-sifatnya. Selain itu, yang sama pentingnya yaitu adanya kemungkinan meremal sifat-sifat beberapa unsur yang belum ditemukan.
Namun demikian, versi awal tabel periodik jelas memiliki ketidakkonsistenan. Misalnya, massa atom argon (39,95 sma) lebih besar dari massa atom kalium (39,10 sma). Jika unsur-unsur ini semata-mata disusun berdasarkan kenaikan massa atom, argon akan menempati posisi yang ditempati kalium dalam tabel periodik modern. Tetapi, tidak ada kimiawan yang akan menempatkan argon, suatu gas inert, dalam golongan yang sama dengan litium dan natrium, dua logam yang sangat reaktif.
Dengan menggunakan data dari percobaan hamburan sinar-a, Rutherford dapat memperkirakan jumlah muatan positif dalam inti untuk beberapa unsur, tetapi sampai pada tahun 1913 tidak terdapat cara umum untuk menentukan nomor atom. Pada tahun yang sama, seorang fisikawan muda Inggris, Henry Moseley, menemukan keterkaitan antara nomor atom dan frekuensi sinar-x yang dihasilkan dari penembakan unsur yang sedang dikaji dengan elektron berenergi tinggi. Dengan sedikit pengecualian, Moseley menemukan bahwa urutan kenaikan nomor atom sama dengan urutan kenaikan massa atom.
Tabel periodik modern biasanya menampilkan nomor atom bersama dengan lambang unsurnya. Seperti telah diketahui, nomor atom mjuga menunjukkan jumlah elektro dalam atom suatu unsur. Konfigurasi elektron unsur membantu menjelaskan munculnya sifat-sifat fisika dan kimia. Kegunaan dan pentingnya tabel periodik terletak pada fakta bahwa kita dapat menggunakan pemahaman tentang sifat-sifat umum dan kecenderungan dalam golongan atau periode untuk meramalkan sifat-sifat unsur apapun dengan cukup tepat, walaupun unsur itu tidak kita kenal dengan baik.
b. Penggolongan Periodik Unsur-Unsur
Menurut janis subkulit yang terisi, unsur-unsur dapat dibagi menjadi beberapa golongan-unsur utama, gas mulia, unsur transisi (atau logam transisi), lantanida dan aktinida. Unsur-unsur utama (representative elements) adalah unsur-unsur dalam Golongan IA hingga 7A, yang semuanya memiliki subkulit s atau p dengan bilangan kuantum utama tertinggi yang belum terisi penuh. Dengan pengecualian pada helium, seluruh gas mulia (noble gas)(unsur-unsur Golongan 8A) mempunyai subkulit p yang terisi penuh. Logam transisi adalah unsur-unsur dalam Golongan 1B dan 3B hingga 8B, yang mempunyai subkulit d yang tidak terisi penuh dan mudah menghasilkan kation dengan subkulit d yang tak terisi penuh (logam ini kadang-kadang disebut dengan unsur-unsur transisi blok-d). Unsur-unsur Golongan 2B adalah Zn, Cd dan Hg, yang bukan merupakan unsur transisi Lantanida dan aktinida kadangkala disebut unsur transisi blok-f karena kedua golongan ini memiliki subkulit f yang tidak terisi penuh.
c. Keragaman Periodik dalam Sifat-Sifat Kimia
Seperti yang telah kita lihat, konfigurasi elektron insur-unsur menunjukkan suatu keragaman periodik dengan bertambahnya nomor atom. Akibatnya, unsur-unsur juga menunjukkan keragaman periodik dalam perilaku fisis dan kimianya.
1. Muatan inti efektif
Adanya elektron-elektron perisai penyaring mengurangi daya tarik elektrostatik antara proton yang bermuatan positif dalam inti dengan elektron-elektron pada kulit luar. Gaya tolak-menolak antar elektron dalam atom berelektron banyak akan lebih mengimbangi gaya tarik yang dilakukan oleh inti.
Salah satu contoh pengaruh dari perisai elektron adalah energi yang diperlukan untuk mengeluarkan satu elektron dari atom berelektron banyak. Hasil pengukuran menunjukkan bahwa diperlukan energi sebesar 2373kJ untuk megeluarkan elektron pertama dari satu mol atom He dan energi sebesar 5251kJ untuk mengeluarkan elektron kedua ion He+. Alasan diperlukannya lebih banyak energi untuk mengeluarkan elektron kedua adalah bahwa dengan hanya terdapat satu elektron, maka tidak ada perisai, dan elektron itu merasakan seluruh pengaruh dari muatan inti +2.
Untuk atom-atom dengan tiga elektron atau lebih, elektron pada kulit tertentu diperisai oleh elektron pada kulit bagian dalam (yaitu, kulit yang lebih dekat dengan inti), tetapi tidak oleh elektron pada kulit yang lebih luar. Jadi, untuk litium yang konfigurasi elektronnya 1s22s1, elektron 2s diperisai oleh dua elektron 1s, tetapi elektrun 2s tidak memberi efek perisai terhadap elektron 1s. Sebagai tambahan, kulit bagian dalam yang terisi penuh memerisai elektron bagian luar secara lebih efektif daripada elektron pada subkulit yang sama yang saling melindungi elektron lainnya.
2. Jari-jari atom
Sejumlah sifat fisika, termasuk kerapatan, titik leleh, dan titik didih, berhubungan dengan ukuran atom, namun ukuran atom sukar untuk didefinisikan.
Beberapa teknik memungkinkan kita untuk memperkirakan ukuran suatu atom. Pertama-tama perhatikan unsur logam. Struktur logam sangat bervariasi, tetapi semua logam sama-sama memiliki satu ciri struktur. Atom-atomnya terkait satu dengan lainnya dalam satu jaringan tiga-dimensi yang meluas. Jadi, jari-jari atom (atomic radius) suatu logam adalah setengah jarak antara dua inti pada atom-atom yang berdekatan. Untuk unsur-unsur yang berupa molekul diatomik, jari-jari atomnya adalah setengah jarak antara inti dua atom dalam molekul tertentu.
3. Jari-jari ion
Jari-jari ion (ionic radius) adalah jari-jari kation atau anion. Jari-jari ion mempengaruhi sifat-sifat fisika dan kimia suatu senyawa ionik. Misalnya, struktur berdimensi tiga dari suatu senyawa ionik bergantung pada ukuran relatif kation dan anionnya.
Jika atom netral diubah menjadi suatu ion, diharapkan ukurannya berubah. Jika atom membentuk anion, ukurannya (atau jari-jarinya) bertambah, oleh karena muatan inti tetap sama tetapi tolak-menolak yang dihasilkan dari elektron yang ditambahkan akan memperbesar daerah awan elektron. Di sisi lain, kation lebih kecil dari atom netral, oleh kerena pelepasan satu elektron atau lebih mengurangi tolak-menolak elektron-elektron tetapi muatan inti tetap sama, sehingga awan elektron mengkerut.
d. Energi Ionisasi
Seperti telah kita ketahui, sifat-sifat kimia set iap atom ditentukan oleh konfigurasi elektron valensi atom tersebut. Kestabilan elektron terluar ini tercermin secara langsung pada energi ionisasi atom tersebut. Energi ionisasi (ionization energy) adalah energi minimum yang diperlukan untuk melepaskan satu elektron dari atom berwujud gas pada keadaan dasarnya. Besarnya energi ionisasi merupakan ukuran usaha yang diperlukan untuk memaksa satu atom untuk melepaskan elektronnya, atau bagaimana “eratnya” elektron terikat dalam atom. Makin besar energi ionisasi, makin sukar untuk melepaskan elektronnya.
Untuk atom berelektron banyak, besar energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron pertama dari atom pada keadaan dasarnya,
Energi + X(g) X+(g) + e-
Disebut energi ionisasi pertama (I1). Dalam persamaan di atas, X menyatakan atom unsur apa saja yang berwujud gas dan e- adalah satu elektron. Tidak seperti halnya atom dalam fasa cair dan padat, atom dalam fasa gas tidak dipengaruhi oleh atom-atom tetangganya. Energi ionisasi kedua
Energi + X+(g) X2+(g) + e- ionisasi kedua
Energi + X2+(g) X3+(g) + e- ionisasi ketiga
Pola ini berkelanjutan untuk pelepasan elektron berikutnya.
Contoh soal: (a) Atom mana dalam golongan 6A yang memiliki energi ionisasi pertama yang lebih kecil: oksigen atau belerang? (b) Atom mana dalam periode kedua yang memiliki energi ionisasi kedua yang lebih besar: litium atau berilium?
Penyelasaian:
(a) Oksigen dan belerang adalah anggota golongan 6A. Atom-atom ini memiliki konfigurasi elektron valensi yang sama (ns2np4), tetapi elektron 3p dalam belerang lebih jauh dari inti dan mengalami gaya tarik inti yang lebih kecil daripada elektron 2p dalam oksigen. Jadi, mengikuti aturan umum bahwa energi ionisaasi unsur-unsur turun dari atas ke bawah dalam satu golongan, kita meramalkan bahwa belerang harus memiliki energi ionisasi pertama yang lebih kecil.
(b) Konfigurasi elektron Li dan Be berturut-turut adalah 1s22s1 dan 1s22s2. Untuk proses ionisasi kedua kita tulis
Li+(g) Li2+(g) + e-
1s2 1s1
Be+(g) Be2+(g) + e-
1s22s1 1s2
Karena elektron 1s melindungi elektron 2s jauh lebih efektif dibandingkan elektron itu saling melindungi satu sama lain, kita meramalkan, bahwa akan jauh lebih mudah melepaskan elektron 2s dari Be2+ daripada melepaskan elektron 1s dari Li+.
e. Afinitas Elektron
Sifat lain yang sangat mempengaruhi perilaku kimia atom-atom adalah kemampuannya untuk menerima satu atau lebih elektron. Kemampuan ini disebut afinitas elektron (electron affinity) yaitu negatif dari perubahan energi yang terjadi ketika satu elektron diterima oleh atom suatu unsur dalam keadaan gas.
X(g) + e- X-(g)
Seperti telah dijelaskan sebelumnya, energi ionisasi positif berarti bahwa energi harus diberikan untuk melepas satu elektron. Di sisi lain, afinitas elektron positif berarti bahwa energi dilepaskan ketika satu elektron ditambahkan ke suatu atom. Untuk memperjelas pertentangan ini, mari kita perhatikan proses di mana atom flourin menerima satu elektron dalam keadaan gas:
F(g) + e- F-(g) H= -328kJ
Tanda H menandakan bahwa reaksi di atas merupakan proses eksotermik, tetapi afinitas elektron flourin diberi nilai +328kJ/mol. Jadi kita dapat berpikir afinitas elektron sebagai energi yang harus diberikan untuk melepaskan elektron dari ion negatif. Untuk pelepasan satu elektron dari ion flourida, kita dapat menulis
F-(g) F(g) + e- H= +328kJ
Perlu diingat bahwa afinitas elektron yang bernilai besar dan positif berarti bahwa ion negatif tersebut sangat stabil (yaitu, atom tersebut memiliki kecenderungan kuat untuk menerima elektron), seperti energi ionisasi suatu atom yang tinggi yang berarti bahwa atom itu sangat stabil.
Secara percobaan, afinitas elektron ditentukan dengan melepaskan elektron tambahan dari suatu anion. Tetapi, berlawanan dengan energi ionisasi, afinitas elektron sulit untuk diukur karena anion-anion berbagai unsur tidak stabil.
f. Keragaman Sifat-Sifat Kimia dalam Unsur-Unsur Golongan Utama
Energi ionisasi dan afinitas elektron membantu kimiawan untuk memahami jenis-jenis reaksi yang dialami unsur-unsur dan sifat senyawa unsur-unsur tersebut. Dengan menggunakan konsep ini, kita dapat meninjau perilaku kimia unsur-unsur secara sistematis dengan memusatkan perhatian khusus pada hubungan antara sifat-sifat dan kunfigurasi elektron.
Kecenderungan umum dalam sifat-sifat kimia
Kimiawan sudah lama mengetahui bahwa anggota pertama dari setiap golonagan (yaitu, unsur-unsur pada periode kedua dari litium sampai fluorin) berbeda dari anggota lainnya dalam golongan yang sama. Misalnya, litium, walaupun memperlihatkan banyak sifat-sifat khas logam alkali, merupakan satu-satunya logam dalam Golongan 1A yang tidak membentuk lebih dari satu senyawa dengan oksigen. Umumnya, alasan perbedaan tersebut adalah ukuran kecil yang tidak biasa untuk anggota pertama setiap golongan dibandingkan dengan anggota lain dalam golongan yang sama.
a. Hidrogen (1s1)
Tidak ada tempat yang sepenuhnya cocok untuk hidrogen dalam tebel periodik. Secara tradisi, hidrogen ditempatkan pada golongan 1A dalam tabel periodik, tetapi kita tidak boleh berpikir hidrogen adalah anggota golongan itu. Seperti logam alkali, hidrogen memiliki satu elektron valensi s dan membentuk ion unipositif (H+), yang terhidrasi dalam larutan. Di sisi lain, hidrogen juga membentuk ion hibrida (H-) dalam senyawa ion seperti NaH dan CaH2.
b. Unsur-unsur golongan 1A
Unsur-unsur golongan 1A menunjukkan logam alkali. Semua unsur-unsur ini memiliki energi ionisasi yang rendah dan karena itu memiliki kecenderungan yang besar untuk kehilangan satu elektron valensinya. Pada kenyataannya, dalam sebagian besar senyawanya, unsur-unsur tersebut berupa ion unipositif. Logam-logam sangat reaktif, sehingga tidak pernah ditemukan dalam keadaan bebas di alam.
c. Unsur-unsur golongan 2A
Sebagai suatu golongan, logam alkali tanah agak kurang reaktif dibandingkan dengan logam alkali. Baik energi ionisasi pertama maupun kedua turun dari berelium ke barium. Jadi, kecenderungannya adalah untuk membentuk ion M2+(dengan M melambangkan atom logam alkali), dan karena itu karakter logamnya meningkat dari atas ke bawah dalam golongan itu. Sebagian besar senyawa berelium (BeH2 dan bereliun halida, seperti BeCl2) dan beberapa senyawa magnesium (MgH2, misalnya) yang terdapat di alam berupa molekul dan bukannya berupa ion.
d. Unsur-unsur golongan 3A
Anggota pertama golongan 3A, boron, adalah metaloid; sisanya adalah logam. Boron tidak membentuk senyawa ionik biner dan tidak reaktif terhadap gas oksigen dan air. Unsur-unsur logam golongan 3A yang lain membentuk ion unipositif maupun tripositif. Semakin ke bawah dalam golongan itu, ditemukan bahwa ion unipositif menjadi lebih stabil daripada ion tripositif.
e. Unsur-unsur golongan 4A
Anggota pertama golongan 4A, karbon, adalah nonlogam, dan dua anggota berikutnya, silikon dan germanium, adalah metaloid. Unsur-unsur logam golongan ini, timah dan timbal, tidak bereaksi dengan air tetapi bereaksi dengan asam (asam klorida misalnya) membebaskan gas hidrogen. Unsur-unsur golongan 4A membentuk senyawa dengan tingkat oksidasi +2 dan +4.
f. Unsur-unsur golongan 5A
Dalam golongan 5A, nitrogen dan fosfor adalah nonlogam, arsenik dan antimon adalah metaloid, dan bismut adalah logam. Jadi kita mengharapkan keragaman sifat-sifat yang lebih luas ke bawah dalam golongan ini. Unsur nitrogen adalah gas diatomik, umumnya membentuk sejumlah oksida yang berwujud gas, kecuali N2O5 yang berupa padatan. Fosfor terdapat sebagai molekul P4. Arsenik, antimon dan bismut memiliki struktur tige dimensi yang luas. Bismut merupakan logam yang jauh kurang reaktif dibandingkan dengan logam-logam dalam golongan-golongan sebelumnya.
g. Unsur-unsur golongan 6A
Tiga anggota pertama golongan 6A (oksigen, belerang dan selenium) adalah nonlogam, dan dua anngota yang terakhir (telurium dan polonium) adalah metaloid. Oksigen adalah gas diatomik, unsur belereng dan selenium berturut-turut memiliki rumus molekul S8 dan Se8; telurium dan polonium memiliki struktur berdimensi tiga yang lebih luas.
h. Unsur-unsur golongan 7A
Semua halogen adalah nonlogam dengan rumus umum X2, dimana X melambangkan unsur halogen. Karena kereaktifannya yang besar, halogen tidak pernah ditemukan dalam bentuk unsur bebasnya di alam.
i. Unsur-unsur golongan 8A
Semua gas mulia terdapat sebagai spesi monoatomik. Konfigurasi elektron gas mulia menunjukkan bahwa subkulit terluar atom-atomnya ns dan np sudah terisi penuh yang menandakan kestabilan yang besar. Energi ionisasi golongan 8A merupakan yang tertinggi diantara semua unsur, dan gas ini tidak memiliki kecenderungan untuk menerima elektron tambahan.
DAFTAR PUSTAKA
Achmad Hiskia, dkk. 1992. Kimia Dasar Lanjut. PT Citra Aditya Bakti : Bandung.
Kristian H Sugiyarto. 2004. Kimia Anorganik I. Common Textbook (edisi revisi). Universitas Negeri Yogyakarta : Yogyakarta.
Nana Sutresna. 2006. Kimia. Grafindo: Bandung.
Raymond Chan. 2005. Kimia Dasar Konsep-konsep inti. Edisi ketiga jilid 1. Erlangga: Jakarta.
Tidak ada komentar:
Posting Komentar