Sistem Periodik Unsur

Unsur-unsur ang sudah ditemukan di alam jumlahnya banyak sekali. Setiap usnur memiliki massa dan sifat yang berbeda. Namun, ada juga beberapa unsur yang memiliki kemiripan sifat. Berdasarkan hal tersebut, para ilmuwan kimia mengelompokan unsur-unsur kimia.Pengelompokan unsur-unsur kimia tersebut dikenal dengan nama Sistem Periodik. Pengelompokan unsur-unsur bertujuan memudahkan sifat setiap unsur dalam membenuk suatu senyawa.

Penyusunan sistem periodik unsur telah mengalami banyak penyempurnaan. Mulai dari Antoine Lavoisier, J. Newlands, D. Mendeleev, hingga Henry Moseley.

Dapatkah anda membandingkan setiap sistem periodik tersebut? Hal-hal apa saja yang dapat dibandingkan? Agar dapat membandingkannya, Anda dapat melakukan studikepustakaan dari berbagai sumber. Misalnya, surat kabar, majalah, buku, dan internet.

PERKEMBANGAN SISTEM PERIODIK UNSUR

1. Pengelompokan Unsur Menurut Lavoisier

Pada 1789, Antione Lavoisier membuat pengelompokan terhadap 33 unsur kimia. Unsur-unsur tersebut dibagi kedalam empat kelompok, yaitu tanah, gas, nonlogam, dan logam . Oleh karena pengetahuan tentang sifat-sifat unsur masih sederhana, unsur-unsur tersebut kelihatan berbeda antara yang satu dengan yang lain, artinya belum terlihat adanya kemiripan antara unsur yang satu dengan unsur yang lainnya.

Kelompok unsur gas menurut Lavoisier diantaranya ozote (nitrogen),oksigen, hidrogen, cahaya dan kalor. Kelompok unsur-unsur nonlogam diantaranyakarbon, fosfor, karbon, asam fluorida, asam klorida, dan asam borak. Sedangkan unsur-unsur logam diantaranya arsenik, bismuth, antimon, perak, tembaga, kobalt,besi, timah, raksa, mangan, emas, molibdenum, nikel, timbal, platina, seng, dan tungsten. Adapun kelompok unsur tanah diantaranya kapur, barium oksida, magnesium oksida, silikon oksida, dan aluminium oksida.

2. Hukum Triade Dobereiner

Pada 1829, J.W. Dobereiner mengelompokan unsur-unsur berdasarkan kemiripan sifat-sifatnya. Unsur pembentuk garam dan massa atomnya, yaitu Cl = 35,5, Br = 80, dan I = 127. Unsur pembentuk alkali dan massa atomnya, yaitu Li=7, Na=23, dan K=39. Unsur pembentuk alkali tanah dan massa atomnya, yaitu Ca=40, Sr=88, dan Ba=136.

Dari pengelompokan unsur-unsur tersebut, terdapat suatu keteraturan. Setiap tiga unsur yang sifatnya mirip, massa atom (Ar) unsur yang kedua (tengah) merupakan massa atom rata-rata dari massa atom unsur yang pertama dan ketiga. Perhatikan contoh berikut.

Ar Na = (Ar Li + Ar K) / 2 = (7+39) / 2 = 46 / 2 = 23

Contoh lain

3. Sistem Periodik Oktaf Newlands

J. Newlands merupakan orang pertama yang mengelompokan unsur-unsur berdasarkan kenaikan massa atom relatif. Pada 1863, ia menyatakan bahwa sifat-sifat unsur berubah secara teratur. Unsur pertama mirip dengan unsur kedelapan, unsur kedua mirip dengan unsur kesembilan, dan seterusnya. Jadi, jika diurutkan

Sistem periodik unsur Newlands

 

4. Sistem Periodik Mendeleev

Salah satu ahli kimia yang terbilang sukses dalam pengelompokan unsur-unsur adalah Dmitri Ivanovich Mendeleev, sarjana asal Rusia. Mendeleev berani memprediksi unsur-unsur yang belum ditemukan kala itu. Dasar dari pengelompokan unsur-unsur versi Mendeleev adalah berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya.

Uniknya, Mendeleev mengelompokan unsur-unsur tersebut dengan menggunakan kartu, dimana setiap kartu tersebut tertulis lambang unsur, sifat-sifat unsur dan massa atom relatifnya. Unsur-unsur tersebut disusun berdasarkan sifat-sifat unsur dan kenaikan massa atom relatifnya. Namun, pengelompokan ini menekankan sifat-sifat kimia unsur ketimbang massa atomnya.

Sistem periodik unsur Mendeleev

Unsur-unsur yang memiliki kesamaan sifat ditempatkan pada lajur vertikal yang dinamakan golongan. Demi menetapkan kemiripan sifatnya ini,Mendeleev mengosongkan beberapa tempat di sistem periodiknya, sebagai contoh menempatkan Ti (Ar=48) pada golongan IV dan membiarkan golongan III kosong, karena Ti lebih mirip dengan C dan Si, daripada dengan B dan Al.

Pada waktu yang hampi bersamaan, Lothar Meyer melakukan hal yang mirip dengan Mendeleev. Ilmuwan kimia Jerman tersebut menyusun 57 unsur kimia berdasarkan kenaikan massa tom. Hal yang membedakan dengan Mendeleev, Meyer mengelompokannya dengan menekankan pada sifat fisik unsur. Adapun Mendeleev, berdasarkan sifat kimia unsur. Sistem periodik Meyer tersebut disusun pada 1868, namun baru dipublikasikan pada 1870.

5. Sistem Periodik Modern

Pada 1913, seorang kimiawan Inggris bernama Henry Moseley melakukan eksperimen pengukuran panjang gelombang unsur menggunakan sinar X.

Berdasarkan eksperimennya tersebut, diperoleh kesimpulan bahwa sifat atom bukan didasari oleh massa atom relatif, melainkan berdasarkan kenaikan jumlah proton. Hal tersebut diakibatkan adanya unsur-unsur yang memiliki massa atom berbeda, tetapi, memiliki  jumlah proton sama atau disebut isotop.

Sistem periodik unsur Modern

Kenaikan jumlah proton ini mencerminkan kenaikan nomor atom unsur tersebut. Pengelompokan unsur-unsur sistem periodik modern merupakan penyempurnaan hukum periodik Mendeleev, yang disebut juga sistem periodik bentuk panjang.

Sumber : http://kimiadasar.com/perkembangan-sistem-periodik-unsur/

let’s check this video :

 

---

Unsur-unsur dalam sistem periodik unsur modern (bentuk panjang) dikelompokkan ke dalam golongan dan periode. Terdapat dua cara penamaan golongan unsur dalam sistem periodik unsur modern, yaitu cara tradisional dan cara IUPAC (international Union of Pure and Applied Chemistry).

Di tingkat SMA, akan dibahas pengelompokan unsur cara tradisional. Dalam Cara tradisional, nomor golongan lebih erat hubungannya dengan konfigurasi elektron dibandingkan cara IUPAC.

SISTEM PERIODIK UNSUR

Sistem Periodik Unsur yang terdiri dari Golongan dan Periode
Lajur vertikal disebut GOLONGAN
Lajur horizontal disebut PERIODE

1.Golongan

Golongan ditempatkan pada lajur vertical dalam sistem periodik unsur modern. Penentuan golongan berkaitan dengan sifat-sifat yang dimiliki unsur tersebut. Unsur-unsur dalam satu golongan memiliki sifat-sifat yang mirip. Beberapa golongan diberi nama khusus, yaitu:

1. Golongan IA  disebut golongan alkali (kecuali H), yang terdiri dari H (Golongan IA tetapi bukan alkali), Li, Na, K, Rb,Cs,Fr;
2. Golongan IIA disebut golongan alkali tanah, yang terdiri dari Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra;
3. Golongan VIIA disebut golongan halogen yang terdiri dari F, Cl, Br, I, At;
4. Golongan VIIIA disebut gas mulia yang terdiri dari He, Ne, Ar,Kr, Xe Rn;
5. Golongan IIIA disebut golongan boron-aluminium, yang terdiri dari B, Al, Ga, In, Ti;
6. Golongan IVA disebut golongan karbon-silikon, yang terdiri dari C, Si, Ge, Sn, Pb;
7. Golongan VA disebut golongan nitrogen-fosforus, yang terdiri dari N,P, As, Sb, Bi;
8. Golongan VIA disebut golongan oksigen-belerang, yang terdiri dari O, S,Se,Te, Po;
9. golongan IB sampai dengan VIIIB disebut golongan transisi

2. Periode

Periode ditempatkan pada lajur horizontal dalam sistem periodik unsur modern.

Periode suatu unsur menunjukan nomor kulit yang sudah terisi elektron (n terbesar) berdasarkan konfigurasi elektron.

Dalam sistem periodik unsur terdapat 7 periode, yaitu:

• Periode ke-1: terdiri atas 2 unsur
• Periode ke-2: terdiri atas 8 unsur
• Periode ke-3: terdiri atas 8 unsur
• Periode ke-4: terdiri atas 18 unsur
• Periode ke-5: terdiri atas 18 unsur
• Periode ke-6: terdiri atas 32 unsur, yaitu 18 unsur seperti pada period ke-4 atau ke-5, dan 14 unsur lagi merupakan deret lantanida, dan
• Periode ke-7: merupakan periode unsur yang belum lengkap. Pada periode ini terdapat deret aktinida.

Beberapa Golongan Unsur dalam Sistem Periodik Unsur

1. Golongan IA (logam Alkali)

Semua logam Alkali tergolong logam yang lunak (kira-kira sekeras karet penghapus, dapat diiris dengan pisau0 dan ringan (massa jenis li, Na,dan K kurang dari 1 g/cm³). Logam Alkali memiliki 1 elektron valensi yang mudah lepas, sehingga merupakan kelompok logam yang paling reaktif, dapat terbakar di udara, dan bereaksi hebat dengan air. Dari Liitium ke Sesium reaksi dengan air bertambah dahsyat. Litium bereaksi agak pelan, tetapi natrium bereaksi dengan disertai terbentuknya api dan ledakan, sementara yang lainnya bereaksi dengan lebih dahsyat lagi. Oleh karena kereaktifannya dengan air dan udara,logam alkali biasa disimpan dalam kerosin (minyak tanah).

Litium atau senyawanya digunakan untuk membuat baterai litium yang digunakan dalam barang-barang elektronik, termasuk handphone. Logam natrium digunakan untuk membuat lampu tabung yaitu  lampu natrium yang banyak digunakan untuk penerangan jalan raya.

2. Golongan IIA (Logam Alkali Tanah)

Unsur-unsur golongan IIA disebut logam alkali tanah. Logam alkali tanah juga tergolong logam aktif, tetapi kereaktifannya kurang dibandingkan dengan logamalkali seperiode, dan hanya akan terbakar di udara bila dipanaskan. Kecuali berilium, logam alkali tanah larut dalam air. Magnesium dan stronsium digunakan dalam membuat kembang api. Magnesium memberi nyala terang dan menyilaukan, sedangkan stronsiu memberikan nayla merah terang. Senyawa magnesium, yaaitu magnesium hidroksida (Mg(OH)₂), digunakan sebagai antasida dalam obat mag. Batu kapur, pualam, dan mamer adalah senyawa kalsium, yaitu kalsium karbonat (CaCO₃). Salah satu senyawa kalsium lainnya, yaitu kalsium hidroksida (Ca(OH)₂), digunakan sebagai kapur sirih.

3. Golongan VIIA (Halogen)

Unsur-unsur golongan VIIA merupakan kelompok unsur nonlogam yang sangat reaktif. Hal itu berkaitan dengan elektron valensinya yang berjumlah 7, sehingga hanya memerlukan tambahan 1 elektron untuk mencapai konfigurasi stabil seperti gas mulia. Semua unsur halogen bereaksi dengan tipe yang sama, walaupun kereaktifannya berbeda. Halogen dengan logam membentuk senyawa yang kita sebut garam, seperti NaF, NaCl, NaBr dan NaI. Oleh karena itu pula, unsur golongan VIA disebut halogen artinya pembentuk garam. Kereaktifan unsur halogen berkurang dari F ke I. Semua unsur halogen (golongan VIIA) berupa molekul diatomik (F₂, Cl₂, Br₂, I₂), berwarna dan bersifat racun. Fluorin berwarna kuning muda, klorin berwarna hijau muda, bromin berwarana merah, dan uap iodin berwarna ungu (iodin padat berwarna hitam). Halogen atau senyawanya banyak digunakan dalam kehidupan sehari-hari.

4. Golongan VIIIA (Gas Mulia)

Unsur-unsur golongan VIIIA, yaitu helium, Neon, Argon, Kripton, Xenon, dan Radon, disebut gas mulia karena semuanya berupa gas yang sangat stabil, sangat sukar bereaksi dengan unsur lain. Tidak ditemukan satu pun senyawa alami dari unsur-unsur tersebut. Unsur gas mulia terdapat di alam sebagai gas monoatomic (atom-atomnya berdiri sendiri). Menurut para ahli, hal itu disebabkan kulit terluarnya yang sudah terisi penuh. Kuli terluar yang terisi penuh menjadikan unsur tidak reaktif. Namun demikian, Kripton, Xenon dan Radon ternyata dapat ‘dipaksa’ bereaksi dengan beberapa unsur, sedangkan Helium, Neon dan Argon sehingga sekarang belum berhasil direaksikan.

Gas mulia memiliki titik leleh dan titik didih yang sangat rendah; titik didihnya hanya beberapa derajat di atas titik lelehnya. Titik leleh dan titik didih gas mulia meningkat dari atas ke bawah. Titik leleh dan titik didih helium mendekati 0K (titik leleh -273,2^oC, titik didih -268,9^oC).

Dalam kehidupan sehari—hari, helium digunakan untuk mengisi balon, neon digunakan untuk mengisi lampu tabung, dan argon digunakan untuk mengisi bohlam lampu pijar.

5. Golongan B (Unsur Transisi)

Unsur-unsur transisi adalah unsur-unsur yang terdapat di bagian tengah sistem periodik unsur, yaitu usnur-unsur golongan tambahan (golongan B). Sebagaimana telah dijelaskan, unsur-unsur peralihan merupakan unsur-unsur yang harus dialihkan setelah golongan IIA sehingga diperoleh unsur yang menunjukan kemiripan sifat dengan golonga IIIA.

Unsur-unsur golongan transisi mempunyai sifat khas yang membedakannya dari unsur-unsur golongan utama (golongan A), diantaranya:

• Semua unsur transisi tergolong logam
• Mempunya kekerasan, titik leleh, dan titik didih yang relatif tinggi
• Banyak diantaranya membentuk senyawa-senyawa berwarna
• Kebanyakan dari logam yang digunakan dalam kehidupan sehari-hari maupun dalam industry adalah logam transisi. Misalnya besi, tembaga, kromium, nikel, titanium, perak, emas, dan platina.

Sumber : http://kimiadasar.com/perkembangan-sistem-periodik-unsur/

————————————————————————–

SIFAT PERIODIK UNSUR

 

1. Jari-jari atom

Gambar di bawwah ini memperlihatkan data jari-jari atom. Jari-jari atom adalah jarak elektron terluar ke inti atom dan menunjukan ukuran suatu atom. Jari-jari atom sukar diukur sehingga pengukuran jari-jari atom dilakukan dengan cara mengukur jarak inti antardua atom yang berikatan sesamanya.

Pada gambar di atas terlihat bahwa dalam satu golongan, jari-jari atom semakin ke atas cenderung semakin kecil. Hal ini terjadi karena semakin ke atas,kulit elektron semakin kecil. Dalam satu periode, semakin ke kanan jari-jari atom cenderung semakin kecil. Hal ini terjadi karena semakin ke kanan jumlah proton dan jumlah elektron semakin bertambah sedangkan jumlah kulit terluar yang terisi elektron tetap sama sehingga tarikan inti terhadap elektron semakin kuat. Gambar di atas menunjukan keteraturan perubahan jari-jari atom yang merupakan sifat periodik unsur.

2. Keelektronegatifan

Keelektronegatifan adalah besaraan tendensi (kecenderungan) suatu atom untuk menarik elektron. Harga keelektrogenatifan bersifat relatif (berupa harga perbandingan suatu atom terhadap atom yang lain). Salah satu definisi kelektronegatifan adalah definisi Pauling yang menghasilkan data skala kuantitatif seperti pada gambar di bawah.

kecenderungan nilai keelektronegatifan unsur

Dalam satu golongan, harga keelektronegatifan dari bawah ke atas semakin besar. Dalam satu periode, dari kiri ke kanan harga keelektronegatifan semakin besar.

Harga keelektronegatifan peenting untuk menentukan bilangan oksidasi (biloks) unsur dalam suatu senyawa. Jika harga keelektronegatifan besar, berarti unsur yang bersangkutan cenderung menerima elektron dan membentuk bilangan oksidasi negatif. Jika harga keelektronegatifan kecil, unsur cenderun melepaskan elektron dan membentuk bilangan oksidasi positif. Jumlah atom yang diikat bergantung pada elektron valensinya (akan dibahas pada bagian ikatan kimia).

Jadi sifat periodik unsur, keelektronegatifan adalah suatu bilangan yang menggambarkan kecenderungan relatif suatu unsur menarik elektron ke pihaknya dalam suatu ikatan kimia.

3. Energi Ionisasi (Ei)

Energi ionisasi (EI) adalah energi yang dibutuhkan untuk memindahkan satu elektron terluar dari atom dalam keadaan gas. EI diperlukan untuk mengatasi gaya tarik-menarik oleh inti atom yang bermuatan positif terhadap elektron terluarnya. EI dipengaruhi oleh muatan inti efektif dan susunan elektron dalam kulit valensinya. Umumnya muatan inti efektif yang besar mengakibatkan pengeluaran elektron dari atom menjadi sukar sehingga diperlukan EI yang lebih besar.

Atom Na memiliki no.atom 11, maka konfigurasi elektronnya 2.8.1

 

Maka dapat ditulis Na → Na⁺ + e^–

Atom Na akan kehilangan elektron dan kelebihan satu muatan positif, atau dengan kata lain atom Na berubah menjadi ion Na+. Peristiwa yang terjadi pada atom ini diperlukan energi, karena terjadinya perubahan kedudukan elektron.

Karena semua atom kecuali hidrogen mempunyai lebih dari satu elektron, maka atom-atom ini juga mempunyai lebih dari satu energi ionisasi. Bila pelepasan melibatkan elektron pertama, disebut EI pertama, dan jika elektron kedua yang terlibat disebut EI kedua, dan seterusnya.

E. ionisasi 1    : Na (g) + E₁    →    Na⁺ (g) + e^–

E. ionisasi 2    : Na⁺ (g) + E₂ →    Na²⁺ (g) + e^–

Tabel  Energi ionisasi atom unsur (dalam eV)

Keterangan :

• Nilai baris pertama (angka yang dicetak tebal) untuk setiap atom unsur merupakan nilai EI pertama, baris kedua merupakan nilai EI kedua.
• 1 eV = 13,06 kkal/mol = 96,49 kj/mol                            Gambar Variasi energi ionisasi dalam susunan berkala

Pelepasan elektron kedua (dari ion positif satu) disebut energi ionisasi kedua, pelepasan elektron ketiga disebut energi ionisasi ketiga, dan seterusnya. Tahapan pelepasan elektron tersebut dapat digambarkan sebagai berikut:

M(g) → M⁺(g) + e^–            Ei-1

M⁺(g) → M²⁺(g) + e^–         Ei-2

Harga energi ionisasi dipengaruhi oleh jari-jari atom dan jumlah elektron valensi atau muatan inti. Semakin kecil jari-jari atom, harga energi ionisasi akan semakin besar. Semakin besar muatan inti, energi ionsasi cenderung akan semakin besar. Perhatikan data energi ionisasi pertama beberapa unsur pada gambar di bawah ini.

Hubungan energi ionisasi dengan nomor atom

4. Afinitas Elektron

Afinitas elektron adalah energi yang dibebaskan oleh siatu atom dalam wujud gas ketika menerima sebuah elektron. Harga afinitas elektron sukar ditentukan secara langsung. Harga afinitas elektron beberapa unsur terlihat pada gambar di bawah ini. Tanda negatif menunjukan energi dilepaskan.

Afinitas elektron unsur-unsur golongan utama

 

5. Sifat Logam dan Nonlogam

Secara kimia, sifat logam dikaitkan dengan keelektropositifan, yaitu kecenderungan atom melepas elektron untuk membentuk ion positif. Jadi, sifat logam akan bergantung pada energi ionisasi. Semakin besar energi ionisasi, untuk melepas elektron, dan semakin berkurang sifat logamnya. Sebaliknya sifat nonlogam dikaitkan dengan keelektronegatifan, yaitu kecenderungan atom menarik elektron. Sesuai dengan kecenderungan energi ionisasi dan keelektronegatifan yang telah dibahas di atas, maka sifat logam dan nonlogam dalam sistem periodik unsur adalah sebagai berikut:

1. Dari kiri ke kanan dalam satu periode,sifat logam berkurang, sedangkan sifat nonlogamnya bertambah.
2. Dari atas ke bawah dalam satu golongan, sifat logam bertambah, sedangkan sifat nonlogam berkurang.

Jadi, unsur logam terletak pada bagian kiri-bawah sistem periodik unsur, sedangkan unsur nonlogam terletak pada bagian kanan-atas. Akan tetapi, yang paling bersifat nonlogam adalah golongan VIIA, bukan golongan VIIIA. Unsur yang terletak pada bagian tengah, yaitu unsur yang terletak di daerah perbatasan antara logam dan nonlogam, mempunyai sifat logam sekaligus sifat nonlogam. Unsur-unsur itu disebut unsur metaloid. Contohnya boron dan silikon.

6. Kereaktifan (kemudahan berekasi)

Kereaktifan suatu unsur bergantung pada kecenderungannya melepas atau menarik elektron. Jadi, unsur logam yang paling reaktif adalah golongan IA (logam alkali), sedangkan nonlogam yang paling reaktif adalah golongan VIIA (halogen). Dari kiri ke kanan dalam satu periode,mula-mula kerekatifan menurun kemudian bertambah hingga ke golongan VIIA. Golongan VIIIA tidak reaktif.

Demikian tulisan mengenai sistem periodik unsur. Jika ada masukan, saran, ataupun pertanyaan silahkan berkomentar ya. Semoga bermanfaat…

Sumber : http://kimiadasar.com/perkembangan-sistem-periodik-unsur/