Ringkasan Materi Kimia Semester I

BAB II SISTEM PERIODIK UNSUR

1. Perkembangan Dasar Pengelompokan Unsur-Unsur
   Pengelompokan unsur-unsur mengalami perkembangan dari yang paling sederhana hingga modern. Sejarah perkembangan tersebut dapat diuraikan sebagai berikut;
   
   1. Logam dan Nonlogam
      Para ahli kimia Arab dan Persia pertama kali mengelompokkan unsur-unsur menjadi dua, yaitu Lugham (logam) dan Laysa lugham (non logam). Unsur logam yang dikenal saat itu ada 16 unsur, diantaranya besi, emas, perak, seng, nikel dan tembaga. Sementara unsur non logam yang dikenal ada 7, yaitu arsen, hidrogen, nitrogen, oksigen, karbon, belerang, dan fosfor.
   2. Hukum Triade Dobereiner
      Pada tahun 1829, John Wolfgang Dobereiner, ahli kimia dari Jerman melihat adanya kemiripan sifat diantara beberapa unsur. Dobereiner mengelompokkan unsur-unsur tersebut menurut kemiripan sifat yang ada. Ternyata setiap kelompok terdiri atas tiga unsur (sehingga disebut triade).
      Unsur-unsur dalam satu triade juga disusun menurut kenaikan massa atom relatifnya. Berdasarkan aturan tersebut massa atom relatif unsur unsur kedua merupakan rata-rata dari massa atom relatif unsur pertama dan ketiga. Penemuan ini memperlihatkan adanya hubungan antara massa atom relatif dengan sifat-sifat unsur.
      Contoh : Triade Cl Br I, massa atom relatif Br adalah
      Ar = Ar Cl + Ar I
      2
      Ar = 35,5 + 127
      2
           Ar = 81,25
      
      Pengelompokan ini ternyata memiliki kelemahan. Kemiripan sifat tidak hanya terjadi pada tiga unsur dalam tiap kelompok.
   3. Hukum Oktaf Newlands
      Tahun 1864, A.R. Newlands, seorang ahli kimia berkebangsaan Inggris mengemukakan penemuannya yang disebut hukum oktaf. Berdasarkan hukum ini unsur-unsur disusun berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya. Ternyata unsur-unsur yang berselisih 1 oktaf (misalnya, unsur H dengan unsur kedelapan yaitu F pada tabel 2.2) menunjukkan kemiripan sifat dan keteraturan perubahan sifat unsur. Hukum Oktaf menyatakan ” jika unsur-unsur disusun berdasarkan kenaikan nomor massa atom, sifat unsur tersebut akan berulang pada unsur kedelapan”.
      Pada saat daftar Oktaf Newlands disusun, unsur-unsur gas mulia belum ditemukan. Pengelompokan ini ternyata hanya sesuai untuk unsur-unsur ringan dengan massa atom relatif rendah.
   4. Hukum Mendeleyev
      Tahun 1869, sarjana bangsa Rusia Dmitri Ivanovich Mendeleyev, mengadadakan pengamatan terhadap 63 unsur yang sudah dikenal saat itu. Mendeleyev menyimpulkan bahwa sifat-sifat unsur fungsi periodik diketahui dari massa atom relatifnya. Hal ini berarti jika unsur-unsur disusun menurut kenaikan massa atom relatifnya. Akibat cara pengelompokan ini terdapat tempat-tempat kosong dalam tabel periodik tersebut. Tempat-tempat kosong ini diramalkan akan diisi unsur-unsur yang waktu itu belum ditemukan. Di kemudian hari ramalan itu terbukti dengan ditemukannya unsur-unsur yang mempunyai kemiripan sifat. Unsur-unsur tersebut yaitu germanium di bawah silikon dan galium di bawah aluminium.
      Sistem periodik Mendeleyev masih mempunyai kelemahan-kelemahan. Kelemahan sistem periodik Mendeleyev yaitu;
      
      1. Penempatan unsur tidak sesui dengan kenaikan massa atom relatifnya. Hal ini terjadi karena penempatan unsur mempertahankan kemiripan sifat unsur dalam satu golongan
      2. Masih banyak unsur yang belum dikenal pada masa itu sehingga banyak tempat kosong dalam tabel.
   5. Sistem Periodik Modern
      Tahun 1914, Henry G.J. Moseley, ahli kimia dari Inggris menemukan bahwa urutan unsur dalam tabel periodik sesuai kenaikan nomor atom. Sistem periodik modern yang disebut juga sistem periodik bentuk panjang, disusun menurut kenaikan nomor atom dan kemiripan sifat. Sistem periodik modern ini dapat dikatakan sebagai penyempurnaan sistem periodik Mendeleyev.
      Sistem periodik bentuk panjang terdiri atas lajur vertikal (golongan) dan lajur horizontal (periode). Golongan disusun menurut kemiripan sifat, sedangkan periode disusun berdasarkan kenaikan nomor atomnya.
      
      1. Lajur Vertikal (golongan)
         Golongan ditulis dengan angka Romawi, terdiri atas 19 golongan. Unsur-unsur yang berada pada lajur vertikal dikelompokkan dalam satu golongan. Unsur-unsur yang berada dalam satu golongan mempunyai persamaan sifat karena mempunyai elektron valensi (elektron di kulit terluar) yang sama.
         Pada sistem unsur periodik modern (sistem periodik panjang) ada delapan golongan utama dan delapan golongan transisi.
         
         1. Golongan A (Golongan Utama)
            Golongan utama terdiri atas delapan golongan unsur sebagai berikut :
            Golongan IA : Alkali terdiri atas unsur-unsur H, Li, Na, K,Rb, Cs , Fr
            Golongan IIA : Alkali tanah terdiri atas unsur-unsur Be, Mg, Ca, Sr,
                Ba, dan Ra
            Golongan IIIA : Aluminium terdiri atas unsur-unsur B, Al, Ga, In, Ti
            Golongan IVA : Karbon terdiri atas unsur-unsur C, Si, Ge, Sn,Pb
            Golongan V A : Nitrogen terdiri atas unsur-unsur N, P, As, Sb, Bi
            Golongan VIA : Oksigen terdiri atas unsur-unsur O, S, Se, Te, Po
            Golongan VIIA : Halogen terdiri atas unsur-unsur F, Cl, Br, I, At
            Golongan VIIIA : Gas mulia terdiri atas unsur-unsur He, Ne, Ar, Kr,
                 Xe dan Rn
            Unsur yang berada dalam satu golongan mempunyai kemiripan sifat atau hampir sama. Hal ini karena elektron valensi unsur-unsur tersebut sama. Misalnya pada golongan IA bersifat logam lunak, mudah bereaksi dengan air, dan warnanya putih seperti perak.
            Tabel unsur-unsur golongan IA
            Unsur Susunan Elektron Elektron Valensi
            3Li 2. 1 1
            11Na 2. 8. 1 1
            19K 2. 8. 8. 1             1
            37Rb 2. 8. 18. 8. 1             1
            55Cs 2. 8. 18. 18.8. 1 1
            87Fr 2. 8. 18. 32. 18. 8. 1 1
         2. Golongan transisi atau golongan tambahan (golongan B)
            1. Golongan transisi (Golongan B), yaitu IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB, IB, dan IIB, dimulai dari periode 4. Golongan B terletak di antara golongan IIA dan IIIA. Khusus golongan VIIIB terdiri atas tiga lajur vertikal.
               Unsur transisi yang mengisi periode empat merupakan unsur logam, misalnya krom, besi, nikel, tembaga, dan seng. Unsur-unsur logam dan unsur non logam dibatasi secara tegas dengan garis tebal.
               Sebanyak 20 unsur non logam terpusatkan di daerah sudut kanan ke bawah.
               Unsur-unsur yang paling reaktif terletak di sebelah kiri dan kanan
               Dalam tabel periodik. Unsur-unsur yang kurang reaktif berada di tengah. Natrium (Na) dan Kalium (K) merupakan dua unsur logam yang sangat reaktif, terletak di daerah paling kiri. Logam-logam reaktif lainnya berada pada golongan II. Logam-logam yang kurang reaktif berada di tengah pada tabel periodik tersebut, misalnya besi (Fe) dan tembaga (Cu).
               Unsur unsur non logam yang tidak reaktif pada sistem periodik berada di tengah, yaitu karbon (C), silikon (Si), belerang (S) dan oksigen (O) yang terletak di sisi kanannya bersifat lebih reaktif. Unsur-unsur nonlogam yang paling reaktif yaitu flourin (F) dan klorin (Cl). Kedua unsur itu terletak pada sisi kanan atas sistem periodik.
            2. Golongan Transisi Dalam, ada dua deret yaitu :
               1. Deret Lantanida (unsur dalam deret ini mempunyai kemiripan sifat dengan 57La)
               2. Deret Aktinida (unsur dalam deret ini mempunyai kemiripan sifat dengan 89Ac)
                  Pada periode 6 golongan IIIB terdapat 14 unsur yang sangat Mirip sifatnya, yaitu unsur-unsur Lantanida. Demikian juga pada Periode 7 golongan yang sama, terdapat unsur-unsur Aktinida.

Unsur-unsur tersebut ditempatkan tersendiri pada bagian bawah
Sistem periodik.

1. Lajur Horisontal (periode)
   Periode ditulis dengan angka Arab, terdiri atas 7 periode berikut;
   Periode 1 berisi 2 unsur
   Periode 2 berisi 8 unsur
   Periode 3 berisi 8 unsur
   Periode 4 berisi 18 unsur
   Periode 5 berisi 18 unsur
   Periode 6 berisi 32 unsur
   Periode 7 berisi 32 unsur
   

          Unsur-unsur dalam sistem periodik disusun berdasarkan kenaikan nomor atom. Kenaikan tersebut menentukan sifat fisik dan sifat kimia unsur. Selain nomor atom, unsur dalam sistem periodik dilengkapi dengan nomor massa yang menunjukkan massa atom relatif dari unsur tersebut.

1. Massa Atom Relatif (Ar)
   Massa satu atom adalah satuan massa atom (sma). Massa atom ditentukan dari perbandingan massa atom yang akan ditentukan terhadap massa atom unsur yang telah ditetapkan (massa atom acuan). Dengan cara ini, massa setiap atom dapat ditentukan.
   Pada tahun 1825, Jons Jacob Berzelius ahli kimia berkebangsaan Swedia, mendefenisikan massa atom suatu unsur sebagai perbandingan massa satu unsur tersebut terhadap massa satu atom hidrogen. Jika massa atom karbon = 12, berarti massa satu atom karbon 12 kali lebih besar daripada massa satu atom hidrogen.
   Atom karbon merupakan atom paling stabil dibandingkan atom-atom lain. Oleh karena itu, atom karbon paling cocok digunakan sebagai standar penentuan harga massa atom unsur-unsur.
   Sejak tahun 1961, IUPAC telah mendefenisikan massa atom relatif (Ar) suatu unsur. Menurut IUPAC, massa atom relatif adalah perbandingan massa satu atom unsur tersebut terhadap kali massa satu atom karbon- 12 (C – 12). Defenisi tersebut dirumuskan sebagai berikut;
   
   Ar X = massa rata-rata atom unsur X
   
   x massa 1 atom C – 12
   Adapun penentuan massa satu molekul senyawa digunakan istilah massa molekul relatif (Mr). Massa molekul relatif adalah perbandingan massa satu molekul senyawa terhadap massa satu atom C – 12.
   Pengertian tersebut dirumuskan sebagai berikut ;
   
   Mr X =
   
   
    Massa molekul relatif mempunyai kesamaan dengan massa rumus relatif, yaitu sama- sama mempunyai lambang Mr. perbedaan terletak pada partikel penyusunnya. Partikel penyusun massa molekul relatif berupa molekul atau senyawa. Sementara itu, massa rumus relatif partikel penyusunnya berupa ion-ion. Harga Mr suatu senyawa merupakan jumlah total Ar unsur-unsur penyusun senyawa tersebut.
   
   
2. Sifat Keperiodikan Unsur
1. Jari-jari Atom
   Jari-jari atom adalah jarak dari inti atom sampai kulit elektron terluar.
   
   1. Dalam satu golongan dari atas ke bawah, jari-jari atom smakin besar.
      Dalam satu golongan dari atasb ke bawah, kulit atom bertambah (ingat jumlah kulit = nomor periode), sehingga jari-jari atom juga bertambah besar.
      
   2. Dalam satu periode dari kiri ke kanan, jari-jari atom semakin kecil.
      Dari kiri ke kanan, jumlah kulit tetap tetapi muatan inti (nomor atom) dan jumlah elektron pada kulit bertambah. Hal tersebut mengakibatkan gaya tarik – menarik antara inti dengan kulit elektron semakin besar. Oleh karena itu, jari-jari atom semakin kecil.
      
2. Energi Ionisasi
   Energi ionisasi adalah energi minimum yang diperlukan untuk melepaskan elektron dari suatu atom netral dalam wujud gas. Energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron kedua disebut energi ionisasi tingkat kedua. Dan seterusnya. Apabila tidak ada keterangan khusus maka yang disebut energi ionisasi adalah energi ionisasi tingkat pertama.
   Energi ionisasi merupakan ukuran mengenai mudah dan tidaknya suatu atom untuk menjadi ion positif. Apabila atom mudah melepaskan elektron (mempunyai energi ionisasi kecil), atom tersebutmudah menjadi ion positif. Apabila atom sukar melepaskan elektron (mempunyai energi ionisasi besar), atom tersebut sukar bermuatan positif. Misalnya energi ionisasi Li lebih besar dibanding Na maka Li lebih sukar bermuatan bermuatan positif dibanding Na. perhatikan penjelasan berikut;
   
   3Li + energi ionisasi Li⁺ + e^-
   
   (2. 1)     (2)
   
   11Na + energi ionisasi Na⁺ + e^-
   (2. 8. 1)     (2. 8)
   Harga energi ionisasi dipengaruhi oleh dua faktor, yaitu muatan inti dan jari-jari atom.
   
   1. Muatan inti, semakin besar muatan inti, semakin besar pula tarikan inti terhadap elektron. Akibatnya elektron sukar lepas sehingga energi yang diperlukan untuk melepaskannya besar.
   2. Jari-jari atom, semakin kecil jari-jari atom, jarak antara inti dan elektron semakin pendek. Dengan demikian, tarikan terhadap elektron semakin kuat sehingga energi ionisasinya semakin besar.
      Besarnya energi ionisasi unsur-unsur dalam keperiodikan dapat disimpulkan sebagai berikut;
      
      1. Dalam satu golongan dari atas ke bawah, energi ionisasi semakin berkurang.
      2. Dalam satu periode dari kiri ke kanan, energi ionisasi cenderung bertambah.
   Kecenderungan tersebut dapat dijelaskan sebagai berikut;
   1. Dari atas ke bawah dalam satu golongan, jari-jari atom bertambah. Hal ini mengakibatkan daya tarik inti terhadap elektron terluar semakin kecil. Elektron semakin mudah dilepas dan energi yang diperlukan untuk melepaskannya semakin kecil.
   2. Dari kiri ke kanan dalam satu periode, daya tarik inti terhadap elektron semakin besar. Oleh karena itu, elektron semakin sukar dilepas. Energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron tentunya semakin besar.
3. Afinitas Elektron
   Afinitas elektron adalah besarnya energi yang dibebaskan satu atom netral dalam wujud gas. Pembebasan energi ini terjadi pada waktu menerima satu elektron sehingga terbentuk ion negatif. Afinitas elektron merupakan ukuran mengenai mudah atau tidaknya suatu atom menjadi ion negatif. Apabila atom menangkap elektron, atom bermuatan negatif. Semakin besar energi yang dilepaskan suatu atom, semakin mudah atom-atom tersebut menangkap elektron.
   Misalnya, atom Cl akan menjadi ion negatif (ion Cl^- ) jika menangkap elektron.
   17Cl + e Cl^- + afinitas elektron
   (2. 8. 7) (2. 8. 8)
   Apabila ion negatif yang terbentuk stabil, energi dibebaskan dan dinyatakan dengan tanda negatif (-). Apabila ion negatif yang terbentuk tidak stabil, eneri diperlukan atau diserap dan dinyatakan dengan tanda positif (+).
   Kecenderungan dalam afinitas elektron lebih bervariasi dibandingkan dengan energi ionisasi. Unsur-unsur halogen (golongan VIIA) mempunyai afinitas elektron paling besar atau paling negatif yang berarti paling mudah menerima elektron.
   
4. Keelektronegatifan
   Keelektronegatifan adalah kecenderungan suatu unsur untuk menarik elektron sehingga bermuatan negatif. Dalam satu golongan dari atas ke bawah, keelektronegatifan semakin berkurang. Sementara itu dalam satu periode dari kiri ke kanan keelektronegatifan semakin bertambah. Harga keelektronegatifan ini bersifat relatif antara satu atom dengan atom lainnya. Oleh karenanya tidak ada sifat tertentu yang dapat diukur untuk menentukan atau membandingkan unsur-unsur.
   Linus Pauling membuat skala keelektronegatifan yang terkenal dengan skala Pauling. Skala ini berfungsi untuk mengukur keelektronegatifan suatu unsur. Harga skala Pauling berkisar antara 0,7 (dimiliki oleh fransium) sampai dengan 4,0 (dimiliki oleh fluorin).
   Energi ionisasi dan afinitas elektron berkaitan dengan besarnya daya tarik elektron. Semakin besar daya tarik elektron semakin besar energi ionisasi dan afinitas elektronnya. Jadi suatu unsur (misalnya flourin) yang mempunyai energi ionisasi dan afinitas elektron besar, keelektronegatifannya juga besar. Semakin besar keelektronegatifan unsur cenderung semakin mudah membentuk ion negatif. Semakin kecil keelektronegatifan, unsur cenderung semakin sulit membentuk ion negatif, tetapi semakin mudah membentuk ion positif.
   

Semoga Bermanfaat......

Tweet