chemistry for peace not for war

hanya DIA yang dapat menghentikan hatiku

Arsip tag perkembangan tabel periodik unsur

sistem periodik unsur

Pada abad ke-17 pandangan klasik mengenai materi perlahan ditinggalkan ketika seorang kimiawan Inggris Robert Boyle (1627-1691) yang dianggap sebagai ahli kimia mempelopori ilmu kimia modern mempublikasikan sebuah buku The Sceptical Chymist yang berargumen bahwa materi-materi di bumi ini terdiri dari berbagai kombinasi dari atom-atom yang berbeda. Pada waktu itu istilah atom telah diketahui namun masih bersifat abstrak dan berupa filosofi.

Pada tahun 1789, istilah element (unsur) didefinisikan oleh seorang bangsawan dan peneliti Perancis, Antoine Lavoisier, Lavoisier menyatakan unsur merupakan bahan dasar materi yang tidak dapat dibagi lagi dengan menggunakan metode kimia biasa. Perkembangan Sistem Periodik dimulai pada akhir abad 18 setelah lavoisier mengeluarkan definisi tentang unsur dan bermula pada abad 19 ketika John Dalton seorang guru SMU di Manchester-Inggris, mengemukakan teorinya tentang atom.

Perkembangan Tabel Periodik Unsur

Lavoiser

Pada tahun 1789 Lavoisier menerbitkan suatu daftar unsur dalam bukunya yang berjudull Traite Elementire de Chemie pada waktu itu dikenal sekitar 23 unsur. Lavoisier membagi unsur-unsur menjadi logam dan non logam. Namun setelah ditemukan unsur-unsur lain lebih banyak tidak mungkin bagi Lavoiser untuk mengelompokan unsur-unsur itu lebih lanjut.

Kelompok Logam

  • Emas
  • Antimon
  • Kobal
  • Perak
  • Tembaga
  • Besi
  • Mangan
  • Platina
  • Tima
  • Molibden
  • Nikel
  • Raksa
  • Seng
  • Wolfram
  • Timbal
  • Bismut

Kelompok Nonlogam

  • Belerang
  • Hidrogen
  • Oksigen
  • Karbon
  • Arsen
  • Pospor
  • Nitrogen

Johann Wolfgang Dobereiner

Dobereiner seorang ahli kimia jerman, merupakan orang pertama yang menemukan adanya hubungan antara sifat unsur dan massa atom relatifnya. Dobereiner mengatakan massa atom relatif unsur yang kedua merupakan rata-rata massa atom relatif unsur pertama dan ketiga. Teori Dobereiner disebut Triade Dobereiner. Saat itu Doberainer mengamati 3 jenis unsur sebagai satu kelompok dan setiap satu kelompok unsur disebut satu triade. Menurut Doberainer unsur-unsur yang berada dalam satu triade menunjukan kemiripan sifat dan unsur kedua dalam satu triade memiliki sifat diantara unsur pertama dan unsur ketiga.

Setelah ditemukan banyak unsur, sistem ini menjadi kurang efisien karena ternyata ada beberapa unsur yang tidak termasuk dalam satu triade, tetapi mempunyai sifat-sifat yang mirip dengan triade tersebut.

J. A. K. Newland

Newland (1863-1865) mengatakan apabila unsur-unsur disusun berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya unsur-unsur yang berselisih 1 oktaf (unsur nomor 1 dengan nomor 8, unsur nomor 2 dengan nomor 9 dan seterusnya) menunjukan kemiripan sifat. Artinya Jika unsur-unsur disusun berdasarkan kenaikan massa atom maka sifat unsur-unsur akan berulang setelah unsur kedelapan. Aturan ini disebut Hukum Oktaf Newland. Kelemahan Sistem Oktaf Newland yaitu sistem ini hanya berlaku untuk unsur-unsur ringan (Ar rendah), tidak ada tempat kosong untuk unsur-unsur yang belum ditemukan dan terdapat beberapa unsur yang terpaksa ditempatkan pada satu tempat.

H F Cl Co/Ni Br Pd I Pt/Ir
Li Na K Cu Rb Ag Cs Tl
Gl Mg Ca Zn Sr Cd Ba/V Pb
Bo Al Cr Y Ce/La U Ta Th
C Si Ti In Zr Sn W Hg
N P Mn As Di/Mo Sb Nb Bi
O S Fe Se Ro/Ru Te Au Os

Lothar Meyer

Meyer (1869) mengatakan jika unsur-unsur disusun berdasarkan kenaikan massa atom relatif maka sifat-sifat unsur akan berulang secara periodik. Sifat-sifat yang dimaksud meyer adalah sifat fisika unsur yaitu dengan membuat grafik dengan mengalurkan volume molar atom unsur terhadap massa atom relatif (volume molar atom vs Mr atom). Volume molar atom unsur diperoleh dengan cara membagi massa atom relatif dengan massa jenis unsur.

Dimitri Ivanovich Mendelev

Bersamaan dengan Meyer, Mendelev ahli kimia Rusia menyusun sebuah daftar unsur berdasarkan sifat fisika dan kimia unsur-unsur, yang pada waktu itu telah diketahui sekitar 65 unsur. Mendelev mengatakan sifat unsur-unsur merupakan fungsi berkala dari massa atom relatifnya artinya jika unsur-unsur disusun menurut kenaikan massa atom relatifnya maka sifat tertentu akan berulang secara periodik. Unsur-unsur disusun horisontal berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya disebut Periode sedangkan unsur-unsur yang menunjukan kemiripan sifat ditempatkan pada satu lajur tegak yang disebut Golongan. Daftar ini disebut Sistem Periodik Mendelev.

Keunggulan Tabel Periodik Mendeleyev yaitu:

  • Sifat kimia dan sifat fisika unsur dalam satu golongan berubah secara teratur
  • Adanya tempat kosong untuk unsur-unsur yang belum ditemukan dan telah meramal sifat unsur yang belum ditemukan ini.
  • Sistem Periodik Mendelev tidak mengalami perubahan setelah penemuan unsur-unsur gas mulia.

Awalnya Mendelev gagal menarik perhatian dan dianggap tidak ilmiah karena telah meramal sifat dari unsur-unsur yang belum ditemukan. Namun sejalan dengan ditemukan unsur-unsur baru, misalnya galium yang ditemukan oleh kimiawan Perancis Paul Emile Lecoq de Boisbaudran dan germanium yang ditemukan oleh kimiawan Jerman Clemens Alexander Winkler ternyata tidak lain adalah eka-aluminum dan eka-silicon yang keberadaan dan sifatnya telah diprediksikan oleh Mendeleev.

Sifat eka-silicon germanium
Massa atom relatif

Densitas

Volume atom

Valensi

Kalor jenis

Rapat jenis dioksida

Titik didih tetraklorida (°C)

72

5,5

13

4

0,073

4,7

< 100

72,61

5,35

13,22

4

0,076

4,703

86

Kelemahan Tabel Periodik Mendeleev:

  • Panjang periode tidak sama
  • penempatan beberapa unsur tidak sesuai dengan kenaikan massa atom relatifnya, unsur unsur tersebut adalah Ar dengan K, Te dengan I, Co dengan Ni dan Th dengan Pa.
  • Triade besi (Fe, Co, dan Ni), triade platina ringan (Ru, Rh, dan Pd), dan triade platina (Os, Ir, dan Pt) dimasukkan ke dalam golongan VIII.
  • Selisih massa atom relatifnya antara dua unsur yang berurutan tidak teratur (antara –1 dan +4), sehingga sukar untuk meramal unsur-unsur yang belum ditemukan. Hal ini diperumit dengan menentukan massa atom belum distandarkan dan kadang kimiawan menggunakan massa atom yang berbeda untuk unsur yang sama

Sistem Periodik Modern

Tabel periodik modern merupakan tabel periodik Mendelev yang telah disempurnakan oleh Henry gwyn jeffreis moseley. Moseley melelalui percobaannya menggunakan sinar-X memperbaiki susunan tabel periodik Mendelev, yaitu unsur-unsur dalam sistem periodik diurutkan berdasarkan nomor atom (jumlah proton) dan kemiripan sifat. Tabel periodik yang telah sisempurnakan ini merupalan Sistem Periodik Unsur yang digunakan sekarang.

Golongan dan Periode

Golongan yaitu lajur tegak pada Sistem Peiodik Unsur. Golongan ditentukan berdasarkan elektron valensi dimana unsur yang memiliki elektron valensi sama akan menempati satu golongan yang sama.

Terdapat 2 cara penamaan golongan yaitu sistem 18 golongan dan 8 golongan. Berdasarkan sistem 18 golongan dimulai dari kolom paling kiri sebagai golongan 1 diikuti golongan berkutnya sampai golongan 18. Sedangkan berdasarkan sistem 8 golongan dibagi menjadi golongan A dan golongan B.

Golongan A disebut golongan utama terbagi menjadi:

  • Golongan IA disebut golongan alkali
  • Golongan IIA disebut golongan alkali tanah
  • Golongan IIIA disebut golongan aluminum
  • Golongan IVA disebut golongan karbon
  • Golongan VA disebut golongan nitrogen
  • Golongan VIA disebut golongan oksigen
  • Golongan VIIA disebut golongan halida atau halogen
  • Golongan VIIIA disebut golongan gas mulia

Golongan B disebut golongan transisi yang dimulai dari IIIB sampai 12B. lantanida dan aktinida yang disebut unsur transisi dalam. Lantanida dan aktinida berturut-turut termasuk periode 6 dan periode 7 dan terletak pada golongan IIIB. Unsur-unsur tersebut ditempatkan tersendiri pada bagian bawah sistem periodik agar tabel sistem periodik tidak terlalu panjang. Semua unsur transisi merupakan logam sedangkan unsur golongan utama terbagi menjadi logam dan non logam.

Perioda adalah lajur horisontal dalam Sistem Periodik Unsur. Dibagi menjadi 7 periode

  • Periode 1 periode sangat pendek
  • Periode 2 periode pendek
  • Periode 3 periode pendek
  • Periode 4 periode panjang
  • Periode 5 periode panjang
  • Periode 6 periode sangat panjang
  • Periode 7 periode sangat panjang

Isotop

Isotop artinya suatu keadaan unsur-unsur kimia mempunyai nomor atom sama tetapi memiliki nomor massa yang berbeda. Artinya unsur-unsur tersebut memiliki jumlah elektron dan proton yang sama tetapi jumlah neutronnya berbeda. Karena memiliki jumlah elektron yang sama maka unsur-unsur tersebut akan memiliki kemiripan sifat kimia.

Misalnya pada atom karbon yang memiliki 3 isotop. Setiap karbon mempunyai nomor atom 6 tetapi memiliki nomor massa yang berbeda. Dari contoh tersebut dapat dikatakan bahwa unsur-unsur yang sama belum tentu nomor massanya sama demikian pula massa atomnya.

612C 613C 614C
p = 6

n = 6

e = 6

p = 6

n = 7

e = 6

p = 6

n = 8

e = 6

Isobar

Isobar merupakan kejadian dimana atom unsur yang berbeda mempunyai nomor massa sama. Artinya atom unsur tersebut memiliki jumlah proton dan netronnya yang sama, namun berbeda untuk jumlah setriap proton, elektron dan netronnya. Misalnya

1124Na dengan 1224Mg yang memiliki nomor massa yang sama yaitu 24.

Isoton

Isoton adalaha suatu keadaan unsur-unsur yang berbeda mempunyai jumlah neutron yang sama. Artinya atom unsur yang berbeda terdapat kesamaan dalam hal jumlah netron, namun berbeda dalam jumlah proton dan elektronnya.misalnya

2040Ca dan 1939K yang memiliki jumlah neutron yang sama yaitu 20.

Sifat-Sifat Periodik Unsur

Jari-jari Atom dan Jari-jari ion

Besarnya jari-jari atom dipengaruhi oleh besarnya nomor atom unsur. Unsur-unsur yang terletak dalam satu golongan dari atas ke bawah semakin besar nomor atom, semakin banyak pula jumlah kulit elektronnya, sehingga jari-jari atomnya semakin besar.

Sedangkan unsur-unsur yang terletak pada satu periode (dari kiri ke kanan), nomor atomnya bertambah yang berarti semakin bertambahnya muatan inti, sedangkan jumlah kulit elektronnya tetap atau sama, akibatnya tarikan inti terhadap elektron terluar makin besar menyebabkan jari-jari atom semakin kecil.

Jari-Jari Atom adalah jarak dari inti atom sampai ke elektron yang terletak di kulit terluar. Besarnya jari-jari atom biasanya tidak diukur secara langsung, umunya ditentukan menggunakan sinar-X. Beberapa jenis jari-jari atom yaitu, jari-jari kovalen, jari-jari logam dan jari-jari van der Waals.

Jari-Jari Ion

Untuk senyawa-senyawa ionik yang terukur adalah jari-jari ionnya bukan jari-jari atomnya. Hal ini disebabkan senyawa-senyawa ionik tersusun dari ion positif dan ion negatif membentuk suatu sistem kristal tertentu.

Jari-jari kovalen

Jari-jari kovalen digunakan untuk senyawa-senyawa yang memiliki ikatan kovalen. Ikatan kovalen umumnya terbentuk dari unsur-unsur nonlogam. Jari-jari kovalen ditentukan dengan membandingkan jarak antara dua inti atom yang berikatan. Misalnya molekul Cl2 diketahui panjang ikatannya 0,198 nm. Di dalam 1 molekul Cl2 terdapat 2 atom Cl, maka jari-jari atom Cl adalah 0,099 nm. Dengan demikian apabila diketahui panjang ikatan C-Cl pada CCl4 adalah 0,176 nm, maka jari-jari atom C adalah 0,088 nm. Jari-jari atom yang ditentukan dengan cara ini hanya bersifat teoritik, karena berdasarkan eksperimen jari-jari atom C dapat lebih besar atau lebih kecil.

Jari-jari logam

Jari-jari logam digunakan untuk unsur-unsur logam. Perhatikan suatu kristal logam murni sebagai suatu molekul besar yang terdiri dari jutaan atom yang saling terikat. Jari-jari logam adalah setengah jarak antar inti atom logam dengan inti salah satu atom tetangganya.

Jari-jari van der Waals

Jari-jari van der Waals digunakan untuk atom-atom tidak dapat berikatan. Jari-jari van der Waals diartikan sebagai jarak antara inti atom dalam molekul-molekul yang tidak berikatan. Selain dikenal jari-jari van der Waals dikenal pula gaya van der Waals. Gaya van der Waals sering digunakan untuk interaksi yang teradi antara molekul atau gaya antara molekul. Gaya van der Waals dapat diamati pada interaksi yang terjadi dalam gas mulia. Selain dikenal gaya van der waals dikenal pula ikatan van der waals.

Energi Ionisasi

Dalam satu golongan, energi ionisasi semakin kecil karena nomor atom dan jari-jari atom bertambah besar sehingga gaya tarik inti terhadap elektron yang terletak pada kulit terluar semakin kecil. Akibatnya elektron terluar semakin mudah untuk dilepaskan.

Dalam satu periode, energi ionisasi semakin besar, karena nomor atom makin besar namun jumlah kulit tetap sehingga jari-jari atom semakin kecil, maka gaya tarik inti terhadap elektron yang terletak pada kulit terluar semakin besar. Akibatnya elektron terluar semakin sulit untuk dilepaskan.

Energi ionisasi (EI) atau potensial ionisasi adalah energi yang diperlukan atom atau ion dalam keadaan gas untuk melepaskan elektron yang terletak pada kulit terluar, yang dinyatakan dalam satuan permol atau peratom. Berdasarkan konfigurasi elektron, elektron yang terletak pada pada kulit terluar diikat paling lemah karena jauh dari atom sehingga gaya tarik inti atom terhadap elektron terluar menjadi lemah.

Elektron yang terlepas dari suatu atom atau ion terjadi secara bertahap, sehingga dikenal eneri ionisasi pertama sampai dengan ke n tergantung jumlah elektron yang dimiliki. Energi ionisasi yang diperlukan untuk melepaskan elektron yang pertama berbeda dengan energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron kedua. Jika atom tersebut melepaskan elektronnya yang ke-2 maka akan diperlukan energi yang lebih besar, begitu juga pada pelepasan elektron yang ke-3. Energi ionisasi akan semakin besar seiring dengan banyaknya elektron yang dilepaskan atom atau ion.

Afinitas Elektron

Afinitas elektron adalah energi yang dilepaskan oleh atom dalam keadaan gas untuk membentuk ion negatif. Semakin negatif harga afinitas elektron, semakin mudah atom tersebut menerima elektron dan unsurnya akan semakin reaktif. Dalam satu golongan (dari atas ke bawah), harga afinitas elektronnya semakin kecil berarti berambah positif. Sedangkan dalam satu periode (dari kiri ke kanan), harga afinitas elektronnya semakin besar. Unsur golongan utama memiliki afinitas elektron bertanda negatif, kecuali golongan IIA dan VIIIA. Afinitas elektron terbesar dimiliki oleh golongan VIIA.

Kelektronegatifan

Keelektronegatifan adalah kemampuan suatu unsur untuk menarik elektron dalam suatu senyawa kearah unsur dirinya. Dalam satu golongan, dari atas ke bawah, harga keelektronegatifan semakin kecil, sedangkan dalam satu periode, dari kiri ke kanan, harga keelektronegatifan semakin besar.

Harga keelektronegatifan biasanya diukur menggunakan skala Pauling yang besarnya antara 0,7-4. 0,7 digunakan untuk unsur cesium dan fransium sedangkan 4 untuk fluor. Fluor merupakan unsur yang paling elektronegatif. Unsur yang mempunyai harga keelektronegatifan besar, cenderung menerima elektron sehingga membentuk ion negatif. Sedangkan unsur yang mempunyai harga keelektronegatifan kecil, cenderung melepaskan elektron sehingga membentuk ion positif.

Sifat Logam dan Nonlogam

Sifat logam berhubungan dengan keelektropositifan, yaitu kecenderungan atom untuk melepaskan elektron pada kulit terluar untuk membentuk kation, sehingga sifat logam dikatakan bergantung pada besarnya energi ionisasi. Makin besar harga energi ionisasi, makin sulit bagi atom untuk melepaskan elektron dan makin berkurang sifat logamnya. Sifat non logam berhubungan dengan keelektronegatifan, yaitu kecenderungan atom untuk menarik elektron.

Dalam satu periode dari kiri ke kanan, sifat logam berkurang sedangkan sifat non logam bertambah. Sedangkan dalam satu golongan dari atas ke bawah, sifat logam bertambah sedangkan sifat non logam berkurang.

Unsur logam terletak pada bagian kiri-bawah (hidrogen termasuk nonlogam) dalam sistem periodik unsur, sedangkan unsur non logam terletak pada bagian kanan-atas. Unsur-unsur yang terletak pada daerah peralihan antara unsur logam dengan non logam disebut unsur metaloid. Metalloid atau semilogam karena unsur-unsur tersebut mempunyai sifat logam dan non logam.

Top of Form

Bottom of Form

Blog Unsur dalam Tabel Periodik Unsur

Berdasarkan letak elektron valensi pada suatu orbital dalam konfigurasi elektron, unsur-unsur dalam SPU dibagi menjadi 4 blok yaitu blok s, blok p, blok d dan blok f.

Blok s : terdiri dari golongan IA dan IIA.

Blok p : terdiri dari golongan IIIA sampai VIIIA

Blok d : terdiri dari golongan IIIB sampai IIB

Blok f : terdiri dari kelompok Lantanida dan Aktinida

Blok s dan blok p digolongkan sebagai golongan utama, blok d sebagai golongan transisi dan blok f sebagai golongan transisi dalam.

Nama Golongan Konvigurasi elektron Nama golongan
Golongan Utama IA ns1 Alkali
IIA ns2 Alkali tanah
IIIA ns2 np1 Boron atau aluminum
IVA ns2 np2 Karbon-silikon
VA ns2 np3 Nitrogen-fosfor
VIA ns2 np4 Oksigen
VIIA ns2 np5 Halogen
VIIIA ns2 np6 Gas mulia
Golongan Transisi IIIB (n–1) d1 ns2
IVB (n –1) d2 ns2
VB (n–1) d3 ns2
VIB (n–1) d5 ns1
VIIB (n–1) d5 ns2
VIIIB (n–1) d6,7,8 ns2
IB (n–1) d10 ns1
IIB (n–1) d10 ns2
Gol.Transisi Dalam Lantanida 4f1 6s2 sampai 4f14 6s2 n=6 =lantanida
Aktinida 5f1 7s2 sampai 5f14 7s2 n=7 =aktinida
Ikuti

Get every new post delivered to your Inbox.

Bergabunglah dengan 141 pengikut lainnya.