Perkembangan dan Sifat-Sifat Periodik Unsur

A. PERKEMBANGAN SISTEM PERIODIK
Usaha pengelompokan unsur-unsur berdasarkan kesamaan sifat dilakukan agar unsur-unsur tersebut mudah dipelajari.
1. TRIADE DOBEREINER
Pada tahun 1829, Johan Wolfgang Dobereiner mempelajari sifat-sifat beberapa unsur yang sudah diketahui pada saat itu. Dobereiner melihat adanya kemiripan sifat di antara beberapa unsur, lalu mengelompokkan unsur-unsur tersebut menurut kemiripan sifatnya. Ternyata tiap kelompok terdiri dari tiga unsur sehingga disebut triade. Apabila unsur-unsur dalam satu triade disusun berdasarkan kesamaan sifatnya dan diurutkan massa atomnya, maka unsur kedua merupakan rata-rata dari sifat dan massa atom dari unsur pertama dan ketiga.


Tabel 1. Daftar Unsur Triade Dobereiner

2. TEORI OKTAF NEWLANS
Pada tahun 1864, John Alexander Reina Newland menyusun daftar unsur yang jumlahnya lebih banyak. Susunan Newland menunjukkan bahwa apabila unsur-unsur disusun berdasarkan kenaikan massa atomnya, maka unsur pertama mempunyai kemiripan sifat dengan unsur kedelapan, unsur kedua sifatnya mirip dengan unsur kesembilan, dan seterusnya. Penemuan Newland ini dinyatakan sebagai Hukum Oktaf Newland.


Tabel 2. Daftar Unsur Oktaf Newland

Pada saat daftar Oktaf Newland disusun, unsur-unsur gas mulia (He, Ne, Ar, Kr, Xe, dan Rn) belum ditemukan. Gas Mulia ditemukan oleh Rayleigh dan Ramsay pada tahun 1894. Unsur gas mulia yang pertama ditemukan ialah gas argon. Hukum Oktaf Newland hanya berlaku untuk unsur-unsur dengan massa atom yang rendah.

3. SISTEM PERIODIK MENDELEEV
Pada tahun 1869, tabel sistem periodik mulai disusun. Tabel sistem periodik ini merupakan hasil karya dua ilmuwan, Dmitri Ivanovich Mendeleev dari Rusia dan Julius Lothar Meyer dari Jerman.Mendeleev yang pertama kali mengemukakan tabel sistem periodik, maka ia dianggap sebagai penemu tabel sistem periodik yang sering disebut juga sebagai sistem periodik unsur pendek.


Tabel 3. Sistem Periodik Unsur Mendeleev pada tahun 1871

Sistem periodik Mendeleev disusun berdasarkan kenaikan massa atom dan kemiripan sifat. Sistem periodik Mendeleev pertama kali diterbitkan dalam jurnal ilmiah Annalen der Chemie pada tahun 1871.
Hal penting yang terdapat dalam sistem periodik Mendeleev antara lain sebagai berikut:
a. dua unsur yang berdekatan, massa atom relatifnya mempunyai selisih paling kurang dua atau satu satuan;
b. terdapat kotak kosong untuk unsur yang belum ditemukan, seperti 44, 68, 72, dan 100;
c. dapat meramalkan sifat unsur yang belum dikenal seperti ekasilikon; d. dapat mengoreksi kesalahan pengukuran massa atom relatif beberapa unsur, contohnya Cr = 52,0 bukan 43,3.

1. Kelebihan sistem periodik Mendeleev
a. Sifat kimia dan fi sika unsur dalam satu golongan mirip dan berubah secara teratur.
b. Valensi tertinggi suatu unsur sama dengan nomor golongannya.
c. Dapat meramalkan sifat unsur yang belum ditemukan pada saat itu dan telah mempunyai tempat yang kosong.
2. Kekurangan sistem periodik Mendeleev
a. Panjang periode tidak sama dan sebabnya tidak dijelaskan.
b. Beberapa unsur tidak disusun berdasarkan kenaikan massa atomnya, contoh : Te (128) sebelum I (127).
c. Selisih massa unsur yang berurutan tidak selalu 2, tetapi berkisar antara 1 dan 4 sehingga sukar meramalkan massa unsur yang belum diketahui secara tepat.
d. Valensi unsur yang lebih dari satu sulit diramalkan dari golongannya.
e. Anomali (penyimpangan) unsur hidrogen dari unsur yang lain tidak dijelaskan.

4. SISTEM PERIODIK MODERN


Pada tahun 1914, Henry G. J. Moseley menemukan bahwa urutan unsur dalam tabel periodik sesuai dengan kenaikan nomor atom unsur. Moseley berhasil menemukan kesalahan dalam tabel periodik Mendeleev, yaitu ada unsur yang terbalik letaknya. Penempatan Telurium dan Iodin yang tidak sesuai dengan kenaikan massa atom relatifnya, ternyata sesuai dengan kenaikan nomor atom. Telurium mempunyai nomor atom 52 dan iodin mempunyai nomor atom 53. Sistem periodik modern bisa dikatakan sebagai penyempurnaan sistem periodik Mendeleev. Sistem periodik modern dikenal juga sebagai sistem periodik bentuk panjang, disusun berdasarkan kenaikan nomor atom dan kemiripan sifat. Dalam sistem periodik modern terdapat lajur mendatar yang disebut periode dan lajur tegak yang disebut golongan.

B. SISTEM PERIODIK DAN KONFIGURASI ELEKTRON
1. PERIODE DAN GOLONGAN
Periode berisi unsur-unsur dalam baris horizontal. Golongan berisi unsur-unsur dengan kolom vertikal. Dalam tabel periodik modern, golongan diberi label. Label yang dipakai ada yang mengikuti aturan lama, ada juga yang mengikuti aturan baru (IUPAC). Menurut aturan lama, nomor golongan ditandai dengan angka romawi diikuti huruf A dan B, sedangkan menurut aturan IUPAC menyarankan golongan dinomori mulai dari angka 1 sampai angka 18.
Contoh: Unsur-unsur pada kolom ke-13, menurut aturan lama diberi nomor IIIA, sedangkan menurut IUPAC diberi nomor 13.
Unsur-unsur golongan A disebut unsur-unsur utama dan unsur-unsur golongan B disebut unsur-unsur transisi, atau transisi deret pertama. Dua baris yang diletakkan di bawah tabel dinamakan unsur-unsur transisi dalam (golongan aktinida dan lantanida). Pada tabel periodik modern, unsur-unsur dapat digolongkan ke dalam logam, bukan logam, dan semi-logam (metalloid). Unsur-unsur logam berada dalam golongan IA sampai IIIA dan unsur transisi, unsur-unsur bukan logam berada dalam golongan VA sampai VIIIA. Adapun golongan IVA dengan arah diagonal ke kanan bawah, umumnya semi-logam.

2. HUBUNGAN KONFIGURASI ELEKTRON DENGAN SISTEM PERIODIK
Dalam tabel periodik modern, unsur-unsur dalam satu golongan memiliki sifat-sifat yang mirip, demikian pula dalam satu periode memiliki sifat-sifat beraturan. Mengapa demikian? Kemiripan dan keteraturan sifat- sifat unsur dalam tabel periodik ada kaitannya dengan konfigurasi elektron atom dari unsur-unsur itu.

a. Periode dan Konfigurasi Elektron
Adakah hubungan antara jumlah unsur yang terdapat dalam tiap periode dan konfigurasi elektronnya? Jika Anda simak tabel periodik pada baris mendatar kemudian dihubungkan dengan jumlah elektron dalam setiap lintasan atau orbit, tentu Anda akan memperoleh kesimpulan sebagai berikut. 1. Jumlah unsur dalam periode 1 menyatakan jumlah maksimum elektron yang menghuni orbit ke-1, yaitu 2 macam unsur. 2. Jumlah unsur dalam periode 2 menyatakan jumlah maksimum elektron yang menghuni orbit ke-2, yaitu 8 unsur.
Contoh: Jumlah elektron maksimum yang dapat menghuni orbit-1 (n = 1) adalah 2 elektron sehingga jumlah unsur yang terdapat dalam periode 1 adalah 2 macam. Demikian juga pada orbit ke-2 (n=2) dapat dihuni maksimum oleh 8 elektron sehingga jumlah unsur pada periode 2 adalah 8 macam.
Pertanyaan selanjutnya adalah adakah hubungan antara posisi unsur-unsur dalam periode dan konfigurasi elektronnya? Untuk menemukan jawabannya, Anda dapat menghubungkannya dengan kedudukan elektron valensi dari atom unsur itu. Jika elektron valensi berada dalam orbit ke-3 maka unsur yang bersangkutan akan menghuni periode 3.

b. Golongan dan konfigurasi elektron
Pertanyaan selanjutnya adalah apakah ada hubungan antara golongan dalam tabel periodik dan konfigurasi elektron? Untuk menemukan jawaban tersebut, kembangkan oleh Anda konfigurasi elektron unsur-unsur, misalnya golongan IA (H, Na, K) dan golongan IIA (Be, Mg, Ca), kemudian temukan kesamaannya pada setiap golongan

B. SIFAT-SIFAT PERIODIK UNSUR
Sifat periodik adalah sifat yang berubah secara beraturan sesuai dengan kenaikan nomor atom, yaitu dari kiri kekanan dalam satu periode dan dari atas ke bawah dalam satu golongan. Sifat-sifat periodik yang ada meliputi jari-jari atom, energi ionisasi, afinitas elektron, keelektronegatifan, titik cair, serta titik didih.
1. JARI-JARI ATOM
Jari-jari atom didefinisikan sebagai setengah jarak antara dua inti atom yang berikatan dalam wujud padat.

Gambar jari-jari atom

Tabel 1 . Jari-jari atom menutut golongan

Hasil pengukuran ditunjukkan pada Tabel diatas. Jika Anda perhatikan maka akan terlihat adanya keteraturan jari-jari, baik dalam golongan yang sama maupun dalam periode yang sama.
Perhatikanlah jari-jari atom dari atas ke bawah dalam golongan yang sama. Apakah yang dapat Anda simpulkan mengenai jari-jari atom dalam golongan yang sama? Bertambahnya jari-jari atom dari atas ke bawah dalam golongan yang sama disebabkan bertambahnya orbit (lintasan) elektron. Bertambahnya orbit menyebabkan volume atom mengembang sehingga jari-jari atom meningkat.
Perhatikanlah jari-jari atom dari kiri ke kanan dalam periode yang sama. Apakah yang dapat Anda simpulkan mengenai jari-jari atom dalam periode yang sama?
Penurunan jari-jari atom dari kiri ke kanan dalam periode yang sama disebabkan bertambahnya jumlah proton di dalam inti atom, sedangkan jumlah orbitnya sama. Dengan bertambahnya jumlah proton, tarikan inti terhadap elektron valensi makin kuat sehingga terjadi pengerutan volume atom. Akibatnya, jari-jari atom dari kiri ke kanan mengecil.

2. ENERGI IONISASI
Energi ionisasi adalah energi yang diperlukan untuk mengeluarkan elektron valensi dari suatu atom atau ion dalam wujud gas. Nilai energi ionisasi bergantung pada jarak elektron valensi terhadap inti atom. Makin jauh jarak elektron valensi terhadap inti atom, makin lemah tarikan inti terhadap elektron sehingga energi ionisasi makin kecil.
Pada periode yang sama, dari kiri ke kanan jari-jari atom relatif tetap, tetapi muatan inti bertambah. Hal ini menyebabkan tarikan inti terhadap elektron valensi makin besar. Bagaimanakah kecenderungan energi ionisasi jika diurutkan dari kiri ke kanan pada periode yang sama?
Selain muatan inti atom, energi ionisasi juga dipengaruhi oleh konfigurasi elektron, terutama konfigurasi elektron dengan jumlah elektron valensi sebanyak 8 (golongan VIIIA, gas mulia). Pada setiap periode, energi ionisasi terbesar dimiliki oleh unsur-unsur gas mulia (He, Ne, Ar, Kr, dan Xe). Unsur- unsur gas mulia adalah contoh unsur-unsur paling stabil. Kestabilan ini disebabkan atom-atom gas mulia memiliki elektron valensi paling banyak (8 elektron). Oleh karena itu, untuk mengeluarkan elektron valensi dari atom gas mulia memerlukan energi ionisasi yang sangat besar.

3. AFINITAS ELEKTRON
Afinitas elektron adalah perubahan energi atom ketika elektron ditambahkan kepada atom itu dalam keadaan gas. Berbeda dengan energi ionisasi, afinitas elektron dapat berharga positif atau negatif. Jika satu elektron ditambahkan kepada atom yang stabil dan sejumlah energi diserap maka afinitas elektronnya berharga positif. Jika dilepaskan energi, afinitas elektronnya berharga negatif.
Secara umum, nilai afinitas elektron dalam golongan yang sama dari atas ke bawah menurun, sedangkan pada periode yang sama dari kiri ke kanan meningkat. Nilai afinitas elektron umumnya sejalan dengan jari- jari atom. Makin kecil jari-jari atom, nilai afinitas elektron makin tinggi. Sebaliknya, makin besar jari-jari atom, nilai afinitas elektron kecil.

4. KEELEKTRONEGATIFAN
Keelektronegatifan didefinisikan sebagai kecenderungan suatu atom dalam molekul untuk menarik pasangan elektron yang digunakan pada ikatan ke arah atom bersangkutan. Skala keelektronegatifan yang dipakai sampai sekarang adalah yang dikembangkan oleh Pauling sebab lebih lengkap dibandingkan skala keelektronegatifan yang lain. Pauling memberikan skala keelektronegatifan 4 untuk unsur yang memiliki energi ionisasi dan energi afinitas elektron tinggi, yaitu pada unsur florin, sedangkan unsur-unsur lainnya di bawah nilai 4.
Pada tabel periodik, unsur florin yang ditetapkan memiliki keelektronegatifan 4 (terbesar) berada di ujung kanan paling atas. Adapun Unsur fransium yang memiliki keelektronegatifan terendah yaitu 0,7 berada di kiri paling bawah dalam tabel periodik.

Postingan Terbaru Lain-nya :