tatanama alkana, alkena dan alkuna

Tata Nama Alkana

                   Tatanama semua senyawa organik terbagi menjadi tata nama sistematik dan tata nama umum. Tata nama sistematik diatur oleh badan internasional IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry). Sedangkan nama umum pemakaiannya sangat terbatas, karena hanya digunakan untuk senyawa-senyawa dengan rumus molekul sederhana atau senyawa-senyawa tertentu saja.

               Nama yang diberikan pada suatu senyawa organik harus memberikan gambaran yang jelas mengenai rumus strukturnya demikian pula sebaliknya dari struktur yang ada nama suatu senyawa organik dapat ditentukan. Nama-nama beberapa alkana tidak bercabang yang sering disebut sebagai deret homolog dapat dilihat pada gambar.

Aturan-aturan pemberian nama sistematik alkana bercabang menurut IUPAC

1) Alkana tak bercabang pemberian nama sistematik sesuai gambar di atas sedangkan untuk nama umum ditambah n (normal) untuk alkana yang tidak bercabang.

CH₃–CH₂–CH₂–CH₃

n-butana

2) Untuk alkana yang rantainya bercabang, rantai utamanya adalah rantai dengan jumlah atom C terpanjang. Gugus yang terikat pada rantai utama disebut substituen. Susstituen yang diturunkan dari suatu alkana dengan mengurangi satu atom H disebut gugus alkil. Gugus alkil memiliki rumus umum -C_nH_2n+1 dan dilambangkan dengan –R. Pemberian nama gugus alkil sesuai dengan nama alkana, tetapi mengganti akhiran -ana pada alkana asalnya dengan akhiran –il. Nama dan rumus beberapa gugus alkil dapat dilihat pada ( gambar 1)

 

3) Rantai terpanjang nomori dari ujung yang paling dekat dengan substituen sehingga rantai cabang memberikan nomor yang sekecil mungkin. Pada pemberian nama, hanya nomor atom karbon rantai utama yang mengikat substituen dituliskan kemudian diikuti nama susbstituen. (gambar 2)

 

4) Jika terdapat lebih dari satu subtituen yang sama, maka nomor masing-masing atom karbon rantai utama yang mengikat substituen semuanya harus dituliskan. Jumlah substituen ditunjukan dengan awalan di, tri, tetra, penta, heksa dan seterusnya, yang berturut-turut menyatakan jumlah substituen sebanyak dua, tiga, empat, lima dan seterusnya. Penomoran tetap dimulai dari ujung yang paling dekat dengan substituen. (gambar 3)

 

5) Jika terdapat dua atau lebih sustituen yang berbeda, maka dalam penulisan nama disusun berdasarkan urutan abjad huruf pertama dari nama substituen. Penomoran rantai utama dimulai dari ujung rantai yang nama substituen berdasarkan urutan abjad lebih awal. awalan di, tri, tetra, penta, heksa dan seterusnya tidak perlu diperhatikan dalam penentuan urutan abjad.

 

6) Awalan-awalan sek-, ters- yang diikuti tanda hubung tidak perlu diperhatikan dalam penentuan urutan abjad. Sedangkan awalan iso dan neo tidak perlu dipisahkan dengan tanda hubung dan diperhatikan dalam penentuan urutan abjad. Awalam iso menunjukan adanya gugus –CH(CH₃)₂ dan awalan neo- menunjukan adanya gugus –C(CH₃)₃.

Tata Nama Alkena

                  Pemberian nama untuk senyawa-senyawa alkena berdasarkan sistem IUPAC mirip pemberian nama pada alkana. Rantai utama alkena merupakan rantai dengan jumlah atom C terpanjang yang melewati gugus ikatan rangkap dan atom C yang mengandung ikatan rangkap ditunjukan dengan nomor.

               Ikatan rangkap yang dinomori diusahakan memperoleh nomor serendah mungkin. Pemberian nama pada alkena yaitu mengganti akhiran –ana pada alkana dengan akhiran –ena dengan jumlah atom C sama dengan alkana. Pemberian nama untuk alkena bercabang seperti pemberian nama pada alkana.

Alkena-alkena suku rendah nama umum lebih sering digunakan dibanding nama sistematik. Misalnya

Tatanama Alkuna

Sistem IUPAC

1) Pemberian nama pada alkuna menyerupai tata nama elkana yakni mengganti akhiran –ana pada alkana terkait dengan akhiran –una.

2) Rantai atom karbon terpanjang adalah rantai atom karbon yang mengandung ikatan ganda tiga

3) Penomoran dimulai dari salah satu ujung rantai yang memungkinkan ikatan ganda tiga mempunyai nomor serendah mungkin.

4) Pada penulisan nama, atom C yang mengandung atom ikatan ganda tiga ditunjukan dengan nomor.

Contoh

Nama Umum

                Nama umum digunakan untuk alkuna-alkuna sederhana. Dalam pemberian nama umum alkuna dianggap sebagai turunan asetilena (C₂H₂) yang satu atom hidrogennya diganti oleh gugus akil.

Contoh:

teori atom

Atom

Seperti yang kita ketahui bahwa dalam kehidupan manusia tidak terlepas dari yang namanya materi bahkan diri kita senidiri merupakan materi. Jika suatu materi dipotong dan terus dipotong maka diperoleh bagian terkecil yang tidak dapat dibagi-bagi lagi. Dari pengamatan tersebut lahirlah istilah atom.

Istilah atom berasal dari bahasa yunani, atomos, yang berarti tidak dapat dipotong atau sesuatu yang tidak dapat dibagi lagi. Konsep atom sebagai komponen yang tak dapat dibagi lagi diajukan oleh para filsuf India dan Yunani dan pertama kali dikenalkan oleh Demokritus. Namun pandangan ini mendapat tantangan dari beberapa ilmuwan karena tidak didukung oleh eksperimen-eksperimen yang meyakinkan dan berbeda dengan pandangan klasik yang mengatakan materi yang ada di bumi dibentuk atas empat unsur yaitu tanah, air, api dan udara.

Pandangan mengenai atom sempat memudar selama berabad-abat hingga pada abad ke-17 keberadaan atom kembali dimunculkan di Eropa yang didukung oleh Isaac Newton. Isaac Newton adalah fisikawan Inggris dan merupakan ilmuwan yang sangat berpengaruh sepanjang sejarah sains, bahkan dikatakan sebagai bapak ilmu fisika klasik. Istilah atom kembali lahir ketika para ilmuwan mengalami kendala ketika menjelaskan sifat-sifat dari gas. Misalnya angin walaupun tidak terlihat tapi kita dapat merasakannya. Pada abad ke-18 keberadaan atom makin diperkuat ketika Lavoisier dan Prouts berhasil menetapkan hukum kekekalan massa dan hukum perbandingan tetap.

Teori Atom John Dalton

Berdasarkan hukum kekekalan massa atau hukum Lavoisier dan hukum perbandingan tetap atau hukum Prouts pada tahun 1803, John Dalton seorang guru SMU di Manchester-Inggris dalam buku karangannya yang berjudul New System of Chemical Philosophy mengemukakan pendapatnya mengenai atom.

Teori atom Dalton menjadi terkenal karena berhasil merbangkitkan kembali istilah atom yang telah memudar sehingga teori atom Dalton dianggap sebagai awal perkembangan ilmu kimia modern.

Dari kedua hukum tersebut Dalton mengemukakan pendapatnya tentang atom yang dikenal sebagai postulat atom Dalton sebagai berikut:

1)      Atom merupakan partikel terkecil seperti bola pejal yang tidak dapat bagi dan digambarkan dengan model atom sebagai bola pejal yang sangat kecil.

2)      Atom tidak dapat diuraikan, tidak dapat diciptakan dan tidak dapat dimusnahkan.

3)      Atom suatu unsur sama memiliki sifat dan massa yang sama tetapi berbeda dengan atom unsur lain.

4)      Senyawa terbentuk jika atom bergabung satu sama lain dengan perbandingan yang sederhana.

Kelemahan postulat atom Dalton yaitu:

1)      Tidak dapat menerangkan suatu larutan atau materi yang dapat menghantarkan listrik. Jika atom berbentuk seperti bola pejal bagaimana dapat menghantarkan arus listrik, padahal listrik adalah elektron yang bergerak.

2)      Dari postulat yang pertama, teori tentang atom adalah bagian terkecil dari unsur dan tidak dapat dibagi lagi, ternyata dalam atom partikel subatom berupa proton, elektron dan neutron.

3)      Dari postulat yang kedua, ternyata dengan penembakan atom dengan partikel subatomik dalam reaksi fisi atau pembelahan inti, suatu atom unsur dapat dapat dipecah, diciptakan dan dimusnahkan.

4)      Pada postulat yang ketiga, atom unsur yang sama ternyata dapat mempunyai massa yang berbeda yang disebut isotop.

5)      Postulat yang ke empat, pernyataan tersebut ternyata hanya berlaku untuk sebagian besar senyawa anorganik sedangkan untuk beberapa senyawa organik bergabung dalam perbandingan rumit.

Teori Atom J. J. Thomson

Melalui pengaruh medan listrik dan medan magnet dalam tabung sinar katoda Joseph John Thomson (1897) menemukan elektron. Tabung sinar katoda diberi tekanan udara sangat rendah yang hampir vakum dan kedua ujung tabung dihubungkan menggunakan dua plat logam sebagai elektroda.

Dari penemuannya tersebut, Thomson memperbaiki kelemahan dari teori atom Dalton dan mengemukakan teori atomnya yang dikenal sebagai Teori Atom Thomson. Yang menyatakan bahwa: atom menyerupai sebuah bola pejal yang bermuatan positif dan didalamya tersebar muatan negatif yang dikenal sebagai elektron.

Menurut Thomson, elektron tersebar secara merata di dalam atom yang dianggap sebagai suatu bola pejal yang bermuatan positif. Elektron yang tersebar tersebut berjumlah sama dengan muatan positif sehingga satu atom bersifat netral. Thomson mengusulkan model atom seperti roti kismis dengan roti sebagai muatan positif dan kismis sebagai elektron yang tersebar merata. Kelemahan model atom Thomson ini tidak dapat menjelaskan susunan muatan positif dan negatif dalam bola atom tersebut.

Teori Atom Rutherford

Setelah penemuan proton dan elektron, Ernest Rutherford melakukan penelitian lebih lanjut mengenai atom. Dalam percobaannya, Rutherford menggunakan lempengan logam yang sangat tipis dan ditembaki menggunakan sinar alfa (α). Sinar alfa meruapakan radiasi partikel inti helium dan bermuatan positif (+2) dan memiliki massa 4 sma.

Dari percobaan penembakan lempengan emas menggunakan sinar alfa ternyata sebagian besar sinar alfa diteruskan atau menembus lempengan logam tanpa penyimpangan, sebagian kecil sinar alfa dipantulkan dan sebagian lagi dibelokan.

Dari eksperimen tersebut Rutherford menyimpulkan:

1)      Sebagian besar sinar alfa yang dipantulkan karena di dalam atom sebagian besar merupakan ruang kosong atau proton dan elektron yang berada di dalam atom tidak tersusun secara rapat.

2)      Sifar alfa yang dibelokan karena partikel alfa yang mendekati inti atom mengalami gaya tolak inti.

3)      Sinar alfa yang dipantulkan karena pada inti atom bermuatan positif yang berbentuk pejal dan ukurannya sangat kecil namun memiliki massa yang besar. Hal ini terbukti bahwa massa atom emas 197 sma sedangkan massa sinar alfa 4 sma.

Berdasarkan gejala-gejala yang terjadi, Rorherford menyarankan model atom sebagai berikut:

v  Atom terdiri dari inti atom yang bertindak sebagai pusat muatan positif dan dikelilingi oleh elektron berbentuk elips seperti planet dalam tata surya.

v  Atom bersifat netral, karena jumlah elektron yang mengelilingi inti atom jumlahnya sama dengan muatan positif pada inti atom.

Kelemahan model atom Rorherford yaitu apabila ditinjau dari teori Maxwell (fisika klasik), jika elektron mengitari inti seperti planet dalam tata surya maka lama-kelamaan elektron akan jatuh secara spiral menuju inti atom akibat elektron kehilangan energi yang dikeluarkan dalam bentuk radiasi elektromagnetik.

Teori Atom Niels Bohr

Pada tahun 1913 fisikawan Denmark bernama Neils Bohr memperbaiki kegagalan atom Rutherford. Penjelasan Bohr tentang atom hidrogen melibatkan gabungan antara teori maxwell, fisika klasik dan teori kuantum dari Planck. Model atom bohr adalah sebagai berikut:

1)      Elektron beredar mengelilingi inti atom yang bermuatan positif pada orbit tertentu yang dikenal sebagai keadaan gerakan yang stasioner (tetap). Selama elektron berada dalam lintasan stasioner, energi akan konstan karena tidak ada energi yang dipancarkan maupun diserap. Menurut model atom Bohr, elektron-elektron mengelilingi inti pada lintasan-lintasan tertentu mirip sistem tata surya tetapi peran gaya gravitasi digantikan oleh gaya elektrostatik.

2)      Elektron yang mengelilingi atom berada pada garis-garis lingkaran dengan tingkat energi atau kulit yang berbeda. Pada keadaan normal tanpa pengaruh dari luar, elektron menempati tingkat energi terendah yang disebut tingkat dasar (ground state). Energi yang dimiliki elektron pada keadaan dasar relatif rendah apabila dibandingkan dengan keadaan yang lebih tinggi. Jumlah elektron yang menempati setiap tingkat energi dikaji pada topik konfigurasi elektron.

3)      Elektron hanya dapat berpindah dari lintasan stasioner yang lebih rendah ke lintasan stasioner yang lebih tinggi jika elektron menyerap sejumlah energi. Perpindahan elektron ini terjadi dari kulit yang lebih rendah ke kulit yang lebih tinggi disebut eksitasi elektron. Sebaliknya, elektron yang telah tereksitasi dapat kembali lintasan stasioner yang lebih lebih rendah maka akan disertai pelepasan sejumlah energi. Energi yang dilepaskan dalam bentuk gelombang elektromagnetik dengan panjang gelombang tertentu yang dapat diamati dalam bentuk sinar tampak. Pada peralihan elektron ini energi yang terlibat, besarnya sesuai dengan persamaan planck, ΔE = hv.

Kelemahan model atom Neils Bohr:

1)      Hanya dapat menjelaskan spektrum dari atom hidrogen dan helium yang terionisasi satu kali tetapi tidak dapat menjelaskan spektrum warna dari atom berelektron banyak.

2)      Tidak dapat menjelaskan mengapa elektron hanya boleh berada pada tingkat energi tertentu.

Teori Atom Modern

Model atom modern disebut juga teori atom mekanika kuantum atau mekanika gelombang merupakan model atom yang dikembangkan oleh 3 ahli yaitu Louis Victor de Broglie, Werner Heisenberg, Erwin Schrodinger. Istilah mekanika kuantum merujuk kepada sifat elektron yang mempunyai energi tertentu, sedangkan mekanika gelombang merujuk ke sifat elektron yang bergerak bagaikan gelombang.

Louis Victor de Broglie (1892-1987) mengatakan bahwa tidak hanya cahaya yang memperlihatkan sifat sebagai gelombang, tetapi partikel-partikel kecilpun pada keadaan tertentu dapat memperlihatkan sifat sebagai gelombang. Dari hal ini Broglie mengemukakan bahwa elektron mempunyai sifat sebagai materi dan sebagai gelombang yang dikenal dengan dualisme sifat elektron.

Werner Heisenberg (1901-1976) mengemukakan azas ketidakpastian atau ketidaktentuan dari elektron, yakni ketidak pastian menentukan secara cermat kedudukan suatu elektron. Kedudukan elektron kemungkinan besar hanya dapat ditemukan dalam ruang-ruang tertentu dari suatu atom. Ruang-ruang tersebut disebut orbital.

Erwin Schrodinger (1887-1961) berhasil menyusun suatu persamaan yang menghubungkan sifat-sifat gelombang dengan energi elektron, persamaan tersebut disebut persamaan Schrodinger. Dari persamaan Schrodinger kedukan elektron dalam suatu atom dapat ditentukan.

Model Atom Modern

Teori atom modern dan teori atom Neils Bohr memiliki persamaan dalam hal tingkat energi atau kulit atom tetapi berbeda dalam hal bentuk lintasan atau orbit elektron. Dalam teori atom modern kedudukan elektron tidak dapat ditentukan secara pasti. Orbital merupakan ruang dalam atom kemungkinan besar ditemukan elektron.

Semua atom tersusun dari partikel–partikel subatom yang sama dan yang membedakan satu atom dengan atom yang lain adalah jumlah atau banyaknya partikel subatom yang dimiliki. Partikel-partikel subatom tersebut yaitu proton, elektron dan netron.

Proton dan neutron terdapat pada inti atom (nukleus) sedangkan elektron bergerak mengelilingi inti atom. Elektron yang bergerak mengitari inti atom berada pada tingkat energi tertentu yang disebut kulit atom.

Kulit atom terbagi menjadi subkulit-subkulit atom dan di dalam subkulit terdapat orbital. Setiap subkulit diberi simbol s, p, d, dan f  dengan jumlah ruang atau orbital yang berlainan. Subkulit dengan orbital yang berbeda memiliki energi yang berbeda, sebaliknya subkulit yang memiliki orbital yang sama memiliki energi yang sama. Seperti halnya kulit K subkulit s memiliki energi yang lebih rendah dan lebih dekat ke inti atom jika dibandingkan dengan subkulit p, d dan f.

Kumpulan proton dan neutron yang terdapat pada inti atom disebut nukleon. Di dalam atom proton bermuatan positif, neutron tidak bermuatan (netral) kecuali hidrogen-1 yang tidak memiliki neutron dan elektron bermuatan negatif. Di dalam atom jumlah elektron sama dengan jumlah proton sehingga secara keseluruhan atom bersifat netral. Sebenarnya selain proton, neutron dan elektron masih terdapat partikel-partikel subatom lain yaitu quark dan meson.

Berdasarkan penelitian lebih dari 99,9% massa atom berpusat pada inti atom, dengan massa proton dan neutron yang hampir sama. Sedangkan massa elektron sekitar 1840 kali lebih kecil dari massa proton atau neutron.

Keberadaan suatu atom tidak tampak oleh mata, yang tampak merupakan kumpulan yang tak terpisahkan dari satu atau beberapa atom hingga terbentuk molekul atau ion. Oleh sebab itu materi yang dilihat dalam kehipan sehari merupakan kumpulan-kumpulan yang tak terpisahkan dari molekul-molekul atau ion-ion.

Komponen	Massa (kg)	Massa relatif	Muatan listrik (C)	Ditemukan oleh
Proton	1,672623×10-27	1836	1,602189×10-19	Eugene Goldsmith
Neutron	1,674929×10-27	1839	0	James Chadwick
Elektron	9,109390×10-31	1	-1,602189×10-19	JJ. Thomson

PEREAKSI PEMBATAS DAN CARA MENENTUKANNYA

Zat-zat yang habis terlebih dahulu dalam suatu suatu reaksi kimia disebut pereaksi pembatas. Hal ini disebabkan zat-zat yang akan direaksikan tidak sesuai dengan perbandingan koefisien reaksinya, sehingga reaktan tertentu habis terlebih dahulu, sementara reaktan yang lain masih tersisa. (catatan: koefisien pada persamaan reaksi menyetakan jumlah atau perbandingan mol dari senyawa-senyawa yang direaksikan)

Berikut cara menentukan pereaksi pembatas:

1. Persamaan kimia yang terjadi telah setarakan, jika belum, harus disetarakan terlebih dahulu.
2. Tentukan jumlah MOL masing-masing pereaksi dari MASSA pereaksi.
3. Jumlah MOL masing-masing pereaksi yang telah ditentukan dibagi dengan KOEFISIENNYA.
   1. Harga hasil bagi yang lebih kecil merupakan pereaksi pembatas.
   2. Jika hasil bagi sama, maka kedua pereaksi habis bereaksi.

Dengan adanya salah satu pereaksi yang habis terlebih dahulu, maka jumlah produk yang dihasilkan tergantung pada banyaknya zat yang habis terlebih dahulu. Dalam proses industri, pereaksi pembatas adalah zat yang lebih mahal. Misalnya perak nitrat yang digunakan untuk membuat perak klorida yang digunakan dalam film fotografi. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut:

AgNO₃ + NaCl –––→ AgCl + NaNO₃

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

senyawa hidrat dan tata nama senyawa hidrat

Senyawa tertentu dengan wujud kristal mampu mengikat uap air yang terdapat di udara. Ha ini disebabkan senyawa tersebut memiliki sifat higroskopis (menyerap air). Walaupun dapat menyerap air, kristal senyawa tersebut tidak berair karena molekul air dikililingi (dikurung) oleh kristal senyawa. Air yang terdapat dalam kristal suatu senyawa di sebut air kristal. Sedangkan senyawa yang mengandung air kristal disebut senyawa hidrat.

Penamaan senyawa hidrat adalah: menulis atau menyebut nama kation (untuk unsur dengan bilangan oksidasi lebih dari satu: bilangan oksidasi di tulis menggunakan anggka Romawi setelah nama kation) diikuti nama anion, diikuti jumlah molekul dalam bahasa Yunani dan ditambah kata hidrat.

Sacara ringkas penamaan senyawa hidrat adalah sebagai berikut:

Kation + Anion + Jumlah Air + Hidrat

Contoh

CuSO₄·5H₂O               =          Tembaga(II) sulfat pentahidrat

Na₂CO₃·10H₂O           =          Natrium karbonat dekahidrat

CaSO₄·2H₂O               =          Kalsium sulfat dihidrat

 

bilangan oksidasi

Beberapa ketentuan menentukan bilangan oksidasi unsur-unsur:

1. Bilangan oksidasi unsur bebas (tidak berikatan dengan unsur lain) sama dengan nol. Misalnya Na, Mg, Fe, O, Cl₂, H₂, P₄ dan S₈.
2. Bilangan oksidasi ion sederhana/monoatom sama dengan muatannya. misalnya:

• Ion K⁺ bilangan oksidasinya +1
• Ion F^– bilangan oksidasinya -1
• Ion Mg²⁺ bilangan oksidasinya +2
• Ion O^2- bilangan oksidasinya -2.

3)      Bilangan oksidasi unsur hidrogen dalam senyawa selalu +1 dan -1 pada senyawa hibrida seperti LiH, NaH dan BaH₂.

4)      Bilangan oksidasi F dalam senyawa selalu -1.

5)      Bilangan oksidasi oksigen dalam semua senyawa adalah -2, kecuali pada senyawa peroksida biloks O = –1 dan pada senyawa oksifluorida (OF₂) = +2

6)      Bilangan oksidasi unsur logam dalam senyawa selalu positif dan nilainya sama dengan valensi logam tersebut. Misalnya biloks logam gol.IA = +1, gol.IIA = +2, gol.IIIA = +3

7)      Bilangan oksidasi unsur golongan VIIA dalam senyawa biner dengan logam adalah -1. Misalnya pada senyawa NaCl, MgCl, FeCl₃.

8)      Jumlah bilangan oksidasi unsur-unsur dalam suatu senyawa = 0, Misalnya: Biloks S pada H₂SO₄ ditentukan dengan cara:

H₂SO₄ = 0

( 2 x biloks H) + S + (4 x biloks O)         = 0

(2×1) + S + (4x(-2))                                = 0

2 + S – 8                                                 = 0

S                                                             = 8–2

S                                                             = +6

9)      Jumlah bilangan oksidasi unsur-unsur dalam suatu ion poliatom sama dengan muatannya. Misalnya

Biloks Cr pada Cr₂O₇^2-

Cr₂O₇^2- =  -2

Cr₂ + ( 7 x biloks O )   = -2

Cr₂ + ( 7 x (-2) )           = -2

Cr₂ – 14                       = -2

Cr₂ = 14 – 2

Cr                                = 12 / 2 = +6

struktur atom

partikel dasar penyusun atom:
1. proton (+)
2. neutron (neutron = netral)
3. elektron (negatif)
proton dan neutron pada inti atom yang disebut nukleus. kumpulan proton dan neuton pada inti atom disebut nukleon. elektron yang berjumlah sama dengan proton bergerak mengelilingi atom berada pada kulit atom. kulit atom dibagi lagi menjadi subkulit atom. di dalam subkulit atom terdapat ruang-ruang yang disebut orbital. di dalam orbital inilah tempat kemungkinan besar elektron ditemuklan, dimana tiap orbital maksimal ditempati oleh dua elektron.

atom

Kulit atom yang terdapat pada atom memiliki tingkat energi yang berbeda. kulit yang paling dekat dengan inti yaitu kulit K kemudian diikuti L, M, N, O, P, Q, R dan seterusnya, kulit ini memiliki energi paling rendah. makin jauh kulit atom dari inti atom energi kulit tersebut makin tinggi. dan elektron yang yang makin jauh dari inti atom atau terletak pada kulit yang paling jauh dari inti maka elektron tersebut makin mudah dilepaskan atau hanya dibutuhkan energi yang rendah untuk melepaskan elektron tersebut.
subkulit yang terdapat pada kulit atom terbagi menjadi subkulit s,p,d dan f. didalam subkulit terdapat jumlah orbital yang berbeda. agar lebih jelas perhatikan Hubungan Kulit Atom, Subkulit Atom, Orbital dan Elektron pada gambar berikut:

Hubungan Kulit Atom, Subkulit Atom, Orbital dan Elektron