Teori Perkembangan Atom

Oleh Putra

Tuesday, 15 December 2015

Ilmu kimia secara sejarah merupakan pengembangan baru, tapi ilmu ini berakar pada ahli kimia yang telah dipraktikkan selama berabad-abad di seluruh dunia. Alkimiawan menemukan banyak proses kimia yang menuntun pada pengembangan kimia modern. Kita sering menemui unsur di sekitar kita. Apabila kita sebutkan satu per satu akan sangat sulit karena saat ini telah ditemukan kurang lebih 118 unsur. Sebagian besar merupakan unsur yang ditemukan di alam dan berjumlah 92, sedangkan unsur lainnya merupakan unsur buatan. Untuk mempelajari tiap-tiap unsur, pembahasannya sangat kompleks karena sifat-sifat unsur bervariasi antara satu dengan yang lainnya dan jika kita mempelajari satu demi satu alangkah sulitnya. Unsur-unsur tersebut perlu dikelompokkan supaya mudah dalam mempelajarinya.. Hal inilah yang mendorong para ahli dari dulu untuk mengelompokkan unsur. Bagaimana mengelompokkan unsur-unsur dengan jumlah yang besar dan sifat yang berbeda-beda?

Pengelompokkan dilakukan dengan membandingkan sifat-sifat unsur. Dasar pertama yang digunakan untuk mengelompokkan unsur adalah kemiripan sifat, kemudian kenaikan massa atom, dan sekarang berdasarkan kenaikan nomor atom. Pengelompokkan unsur mengalami perkembangan dari pengelompokkan unsur yang paling sederhana berdasarkan sifat logam dan bukan logam, kemudian disusul sistem triade Dobereiner, sistem oktaf Newlands, sistem periodik Mendeleyev, dan sistem periodik yang kita gunakan saat ini (Henry G. Moseley).

1. Bagaimanakah perkembangan sejarah susunan berkala/sistem periodik ?

2. Apa sajakah sifat-sifat unsur ?

Susunan Berkala

Susunan Berkala disebut juga sebagai sistem periodik unsur. Dengan ilmu kimia kita dapat mempelajari segala sesuatu tentang unsur-unsur dan interaksi antara suatu unsur dengan unsur yang lainnya, sehingga dapat terjadi suatu perubahan kimia (reaksi kimia persenyawaan dan lain-lain).

Seperti kita ketahui, telah dikenal lebih dari 100 unsur terdapat di alam dan masing-masing unsur memiliki sifat-sifat yang berbeda. Oleh karena itu untuk mempelajari kelakukan setiap unsur, perlu diadakan klasifikasi unsur-unsur dalam golongan-golongan yang didasarkan atas persamaan sifat-sifatnya. Unsur-unsur yang memiliki sifat-sifat yang mirip dimasukan ke dalam satu golongan, sehingga dapat dipelajari dengan lebih mudah dan lebih sistimatis, sekaligus dapat melihat hubungan antara satu hal dengan hal lainnya. Secara singkat, guna susunan berkala adalah untuk meramalkan dan mengetahui sifat unsur, sehingga kita dapat meramalkan dan mengetahui berbagai gejala/kejadian di alam.

1. Sejarah Perkembangan Sistem Periodik Unsur

Sejarah perkembangan Sistem Periodik Unsur dan penyusunan Sistem Periodik Unsur telah mengalami banyak penyempurnaan mulai dari Antoine Lavosier, Dalton, John Jacob Berzelius, J . Newslands, Mendeleev , hingga Henry Moseley .

1.1 Lavoiser

Pada 1789, Antoine Lavoiser mengelompokan 33 unsur kimia. Pengelompokan unsur tersebut berdasarkan sifat kimianya. Unsur-unsur kimia di bagi menjadi empat kelompok. Yaitu gas, tanah, logam dan non logam. Pengelompokan ini masih terlalu umum karena ternyata dalam kelompok unsur logam masih terdapat berbagai unsur yang memiliki sifat berbeda.

Unsur gas yang di kelompokan oleh Lavoisier adalah cahaya, kalor, oksigen, azote (nitrogen), dan hidrogen. Unsur-unsur yang tergolong non logam adalah sulfur, fosfor, karbon, asam klorida, asam flourida, dan asam borak.

Unsur-unsur logam adalah antimon,perak, arsenik, bismuth. Kobalt, tembaga, timah, nesi, mangan, raksa, molibdenum, nikel, emas, platina, tobel, tungsten, dan seng.

Yang tergolong unsur tanah adalah kapur, magnesium oksida, barium oksida, aluminium oksida, dan silikon oksida.

Kelemahan dari teori Lavoisior : Penglompokan masih terlalu umum

Kelebihan dari teori Lavoisior : Sudah mengelompokan 33 unsur yang ada

berdasarkan sifat kimia sehingga bisa di jadikan

referensi bagi ilmuan-ilmuan setelahnya.

1.2 Dalton

Dalton mengemukakan bahwa unsur dari atom yang berbeda mempunyai sifat dan massa yang berbeda. Massa atom diperoleh dari perbandingan massa atom unsur terhadap massa atom unsur hidrogen. Berangkat dari teorinya itu Dalton mengelompokkan zat-zat yang berupa unsur-unsur (sebanyak 36 unsur) berdasarkan kenaikan massa atomnya.

1.3 John Jacobs Berzellius (1828)

Dalam daftar massa unsur yang dibuat oleh Dalton terdapat kesalahan dalam penentuan massa atom unsur. Pada tahun 1828 Barzellius berhasil membuat dan mempublikasikan daftar massa atom unsur-unsur yang lebih akurat. Lambang unsur ditemukan oleh John Jacob Berzelius. Aturan yang digunakan yaitu, simbol kimia yang digunakan adalah singkatan dari nama latin karena waktu itu bahasa latin merupakan bahasa sains, misalnya Fe adalah simbol untuk unsur ferrum (besi), Hg adalah simbol untuk hydrargyrum (raksa), dll. Secara internasional, huruf pertama simbol kimia ditulis dalam huruf capital, sedangkan huruf selanjutnya jika ada ditulis dalam huruf kecil. Sistem periodik unsur dapat membantu mempelajari jumlah unsur yang semakin banyak dan membuatnya lebih praktis.

1.4 Johan W. Dobereiner (1817)

Pada tahun 1829, J.W. Dobereiner seorang profesor kimia dari Jerman mengelompokan unsur-unsur berdasarkan kemiripan sifat-sifatnya.

Ia mengemukakan bahwa massa atom relatif strontium sangat dekat dengan masa rata-rata dari dua unsur lain yang mirip dengan strantium, yaitu kalsium dan barium dan juga mengemukakan beberapa kelompok unsur lain. Dobereiner meyimpulkan bahwa unsur-unsur dapat dikelompokan ke dalam kelompok-kelompok tiga unsur yang di sebut triade.

· Kelemahan dari teori ini adalah pengelompokan unsur ini kurang efisien dengan adanya beberapa unsur lain dan tidak termasuk dalam kelompok triade padahal sifatnya sama dengan unsur dalam kelompok triade tersebut.

· Kelebihan dari teori ini adalah adanya keteraturan setiap unsur yang sifatnya mirip massa Atom (Ar) unsur yang kedua (tengah) merupakan massa atom rata-rata di massa atom unsur pertama dan ketiga.

1.5 J. A. K. Newland (1863-1865)

J. Newlands merupakan orang pertama yang mengelompokan unsur-unsur berdasarkan kenaikan massa atom relatif. Newlands mengumumkan penemuanya yang disebut hukum oktaf.

Ia menyatakan bahwa sifat-sifat unsur berubah secara teratur.. Unsur pertama mirip dengan unsur kedelapan, unsur kedua mirip dengan unsur kesembilan, dan seterusnya. Daftar unsur yang disusun oleh Newlands berdasarkan hukum oktaf. Disebut Hukum Oktaf karena beliau mendapati bahwa sifat-sifat yang sama berulang pada setiap unsur ke delapan dalam susunan selanjutnya dan pola ini menyerupai oktaf musik.

Hukum oktaf newlands ternyata hanya berlaku untuk unsur-unsur ringan. Jika diteruskan, teryata kemiripan sifat terlalu dipaksakan. Misalnya, Ti mempunya sifat yang cukup berbeda dengan Al maupun B.

Kelemahan dari teori ini adalah dalam kenyataanya masih diketemukan beberapa oktaf yang isinya lebih dari delapan unsur. Dan penggolonganya ini tidak cocok untuk unsur yang massa atomnya sangat besar.

1.6 Lothar Meyer

Pada tahun 1969, Lothar Meyer mengamati hubungan antara kenaikan massa atom dengan sifat unsur. Hal ini dilakukan antara lain dengan membuat Kurva volume atom versus fungsi massa atom.

Dari kurva, ia mengamati adanya keteraturan dari unsur-unsur dengan sifat yang mirip, dan pengulangan sifat unsur tidak selalu setelah 8 unsur, seperti dinyatakan dalam hukum oktaf.

Unsur-unsur disusun berdasarkan kenaikan massa atom secara vertikal. Pengulangan sifat unsur membentuk kolom. Sedangkan unsur-unsur dengan sifat yang mirip terletak pada baris yang sama.

1.7 Dimitri Mendeleev

Pada tahun 1869 seorang sarjana asal rusia bernama Dimitri Ivanovich Mendeleev, berdasarkan pengamatan terhadap 63 unsur yang sudah dikenal ketika itu, menyimpulkan bahwa sifat-sifat unsur adalah fungsi periodik dari massa atom relatifnya. Tabel Sistem Periodik Mendeleev yang telah disempurnakan (1871) terdiri atas golongan (lajur tegak) dan periode (deret mendatar).

Keuntungan Tabel Periodik Mendeleev dalam memahami sifat unsur ialah:

· Sifat kimia dan sifat fisika unsur dalam satu golongan berubah secara teratur.

· Dapat meramal sifat unsur yang belum diketemukan, yang akan mengisi tempat kosong dalam daftar.

· Tabel ini tidak mengalami perubahan setelah penemuan unsur-unsur gas mulia.

Kelemahan Tabel Periodik Mendeleyev:

· Panjang periode tidak sama.

· 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.

Mendeleev mengkosongkan beberapa tempat. Hal itu dilakukan untuk menetapkan kemiripan sifat dalam golongan. Sebagai contoh, Mendelev menempatkan Ti (Ar = 48) pada golongan IV dan membiarkan golongan III kosong karena Ti lebih mirip dengan C dan Si, dari pada dengan B dan Al. Mendeleev meramalkan dari sifat unsur yang belum di kenal itu. Perkiraan tersebut didasarkan pada sifat unsur lain yang sudah dikenal, yang letaknya berdampingan baik secara mendatar maupun secara tegak. Ketika unsur yang diramalkan itu ditemukan, ternyata sifatnya sangat sesuai dengan ramalan mendeleev. Salah satu contoh adalah germanium (Ge) yang ditemukan pada tahun 1886, yang oleh Mendeleev dinamai ekasilikon.

SUSUNAN BERKALA DAN BEBERAPA SIFAT UNSUR

Tujuan materi ini adalah memperkenalkan beberapa sifat unsur dan reaksi yang terjadi untuk membentuk senyawa. Selama mempelajari bagian ini, akan diketahui bagaimana daftar periodik disusun dan akan dijumpai bagaimana seorang ilmuwan mempelajari struktur yang ada dalam atom. Dan akhirnya akan mempelajari nama senyawa kimia, sebagai alat yang sangat penting untuk berkomunikasi di antara ahli kimia.

Beberapa Sifat Unsur

Cakupan sifat-sifat yang diperlihatkan. oleh unsur sangat mengagumkan. Pada temperatur kamar, sebagian bersifat gas, sebagian bersifat cair dan lainnya padat. Sebagian lagi bersifat logam (metal), sebagian bukan logam, sebagian lainnya ada pula yang mempunyai sifat di antara keduanya, sebagian unsur keras, sebagian lagi lunak, sebagian sangat padat (very dense) dan yang lainnya sangat ringan (low density). Karena sangat beragarnnya sifat-sifat unsur, dicari jalan atau cara untuk membagi sifat-sifat unsur, sehingga dapat memudahkan pengertiannya.

Salah satu metoda yang paling sederhana untuk mengklasifikasi unsur ini adalah membaginya menjadi tiga kategori: logam (metal), non-logam (non-metal) dan metaloid. Unsur-unsur yang ada dalam setiap kategori mempunyai beberapa sifat yang berbeda-beda.

Logam (Metal)

Setiap orang pernah melihat logam, misalnya besi pada telapak kuda, kertas pembungkus dari aluminium (Al-foil), kawat tembaga atau bumper mobil yang dilapisi krom (chrom-plated). Dan Anda juga tidak akan ragu-ragu dengan beberapa sifat logam, meskipun Anda tidak begitu mengetahui tentang sifat-sifatnya. Salah satu contoh, misalnya adalah bentuk yang menarik dari logam. Cahaya dari logam sangat spesifik, sehingga disebut cahaya metal (metallic luster)

Logam juga mempunyai sifat yang sama dalam kemampuannya mengubah bentuk tanpa pecah, jika ditempa dengan pemukul (hammer) atau ditarik untuk meluruskannya. Semua^, logam mempunyai kemampuan seperti ini sampai derajat tertentu. Kemampuan mengubah bentuk jika dipukul disebut malleabilitas (malleability) dan beberapa logam, misalnya emas dapat ditempa atau diperas sampai sangat tipis. Daun emas, misalnya terdiri dari emas dan sedikit perak dan tembaga yang didorong masuk ke dalam lapisan yang sangat tipis (kira-kira 1/280.000 inci) yang menyebabkan campuran logam ini transparan, sehingga sebagian sinar dapat melewatinya. Sifat mudah ditempa (lentur) dari logam juga merupakan sifat yang dapat digunakan oleh pandai besi untuk membuat sepatu kuda dan pandai perak dalam membuat kerajinan dari perak.

Kemampuan logam yang dapat diluruskan jika ditarik dari arah yang berlawanan disebut mempunyai sifat lentur (ductility). Sifat ini digunakan pada pembuatan kawat. Logam yang akan dijadikan kawat dapat berupa baja, tembaga atau bras (campuran logam yang terdiri dari tembaga dan seng), dibuat dulu menjadi batang. Salah satu batang diperkecil melalui suatu alat yang berputar yang dapat mengubah batang kawat menjadi lebih kecil lagi dan kawat yang terbentuk dikumpulkan pada "pulling divice" pada sisi lainnya. Dengan demikian logam tersebut dibawa melalui alat penipis batang (die) dimana ukuran garis tengahnya menjadi berkurang dan panjangnya bertambah.

Non Logam

Kebanyakan unsur non logam jarang dijumpai dalam bentuk unsurnya yang murni dalam kehidupan sehari hari, yang sering dijumpai adalah dalam bentuk senyawa kimia (compound). Salah satu benda non logam yang banyak diketahui adalah karbon, yang terjadi di alam dalam dua bentuk yang berbeda.Salah satu bentuk karbon yang cukup dikenal adalah grafit. Bentuk ini banyak dijumpai pada arang bakar dan isi pencil. Bentuk karbon vane kurang dikenal tetapi sangat berharga adalah berlian (diamond ). Grafit dan berlian adalah dua sifat yang sangat berbeda jika dikaitkan sebagai logam. Kedua bentuk karbon tersebut tidak mempunyai sifat sebagai logam yang mudah ditempa atau bersifat lentur (ductile).

Non logam lainnya yang sangat banyak dijumpai adalah oksigen dan nitrogen, yaitu komponen yang penting dari atmosfir. Biasanya kita tidak sadar akan kehadirannya, karena kedua nonlogam ini adalah gas yang tidak dapat dilihat. Seperti telah dipelajari sebelumnya , oksigen dan nitrogen terdiri dari molekul yang mempunyai dua atom (molekul diatom), molekul yang mengandung dua atom dalam setiap molekulnya. Unsur nonlogam lainnya yang bentuk molekulnya juga sama dengan oksigen dan nitrogen kebanyakan juga berbentuk gas adalah hidrogen (H2), fluor (F), klor (Cl), Brom (Br) clan Yodium (Y), unsur ini juga mengandung dua atom dalam setiap molekulnya, tetapi brom berbentuk cair dan Yodium berbentuk padat pada temperatur kamar.

Sama seperti sifat-sifat logam yang^, batasnya sangat luas, demikian juga sifat-sifat unsur non-logam. Seperti yang telah disampaikan sebelumnva, beberapa unsur berbentuk gas dan ada satu (brom) berbentuk cair. Ada yang berbentuk padat, karbon adalah salah satu con tohnya. Disamping perbedaan dalam sifat- sifat fisika, unsur nonlogam juga berbeda dalam sifat-sifat kimianya. Fluor misalnya sangat reaktif, tetapi helium inert (tidak reaktif sama sekali).

Metaloid

Metaloid adalah unsur yang mempunyai sifat antara logam dan non logam. Perbedaan ini. yang merupakan hal yang sangat penting akan diuraikan lebih terinci pada pembahasan selanjutnya. Antara logam (metal) dan nonlogam (nonmetal). Contoh yang paling terkenal adalah elemen silikon. Yang lainnya misalnya arson (As) dan antimon (Sb). Jika dilihat dari bentuk luarnya, unsur ini agak berbentuk logam, tetapi warna gelapnya agak berbeda. Bentuknya agak berbeda jika dibandingkan dengan logam yang spesifik misalnya besi atau perak.

Metalloid adalah semikonduktor yang spesifik, unsur ini dapat mengantar arus listrik, tetapi tidak tepat sama seperti logam. Sifat semikonduktor ini sangat berguna dalam industri elektronik, karena unsur ini dapat memungkinkan alat-alat milcroelektronik diperoleh dalam bentuk ukuran kecil (dapat digenggam dalam tangan) misalnya dijumpai dalam kalkulator dan mikrokomputer.

Susunan Berkala yang Pertama

Sifat kimia dan fisika seperti yang diuraikan dalam paragraf sebelum ini, telah ditemukan pada permulaan sejarah ilmu kimia. Ilmuwan pada permulaan tahun 1800, telah mengumpulkan sejumlah informasi yang sangat penting tentang unsur yang mereka ketahui. Pengetahuan ini bagaimanapun juga, merupakan kenyataan yang sangat penting meskipun sebagian-sebagian atau tidak berhubungan yang dibutuhkan dalam melakukan beberapa percobaan sebelum informasi yang sempurna dapat dicapai. Pada permulaannya percobaan-percobaan yang dilakukan untuk mengklasifikasikan unsur hasilnya sangat terbatas dan tidak sampai pada tahun 1869, pelopor daftar periodik yang modern menemukan cara untuk mengatasinya. Penemuan ini merupakan hasil kerja dua ahli kimia, Dmitri Mendeleev dari Rusia dan Julius Lothar Meyer dari Jerman. Mereka bekerja secara terpisah, tetapi menghasilkan daftar periodik yang sama pada waktu yang hampir bersamaan. Mendeleev mempresentasikan hasil kerjanya di depan Persatuan Ahli Kimia Rusia (Russian Chemical Society) pada permulaan tahun 1869, tetapi daftar periodik Meyer belum muncul sampai bulan December tahun itu. Dalam-hal ini Mendeleev lebih beruntung karena telah memperagakan lebih dahulu penemuannya, sehingga dia Iebih dikenal sebagai penemu daftar periodik.

Mendeleev adalah seorang guru kimia, dimana ketika dia mempersiapkan buku penuntun (text book) untuk muridnya, dia menemukan bahwa jika unsur disusun menurut massa atom yang menaik, unsur dengan sifat-sifat yang sama akan dijumpai jarak (interval) secara periodik (periodic interval). sebagai contoh, diambilnya unsur litium (Li), natrium (Na), kalium (K), dan rubidium (Rb). Setiap unsur membentuk senyawa yang larut dalam air jika direaksikan dengan khlor dengan rumus urnum MCI, dimana M adalah Li, Na, K dan seterusnya. Meskipun hal ini suatu kenyataan yang menarik, yang paling penting adalah bahwa jika kita teliti unsur setelah Li, Na, K dan Rb dalam daftar (Be, Mg, Ca dan Sr, misalnya), unsur-unsur ini juga termasuk grup unsur yang sama. Misalnva unsur ini membentuk senyawa^’BeCl₂, MgCl₂, CaCl₂ dan SrCl₂^,. Mendeleev menemukan fakta (phenomena) seperti ini terjadi berulang-ulang dalam daftar unsurnya dan dia sadar bahwa daftar ini dapat dibaginya menjadi beberapa seri barisan (row). Jika satu deratan unsur terletak di atas deretan yang lain, maka deretan unsur itu mempunyai sifat yang sama dalam kolom vertikal. Hasilnya adalah merupakan susunan berkala yang pertama.

Ketika Mendeleev menyusun hal ini, belum semua unsur ditemukan. Dia menyadari hal ini, karena untuk selalu memperoleh unsur yang sama dalam satu kolom atau grup, dia selalu terpaksa mengosongkan tempat dalam daftarnya. Hal ini juga diperlakukannya untuk membalik susunan massa atom, misalnya tellurium (Te) dan iodium (I), dimana massa atomnya dalam tahun 1869 diduga adalah 128 dan 127 u, Mendeleev menempatkan unsur dalam susunan yang terbalik (menurut massa atom), karena sifat-sifatnya menunjukkan tellurium masuk dalam kelompok (grup) VI dan iodium dalam kelompok VII (Golongan ditulis dengan angka Romawi untuk memudahkan penandaan).

Salah satu keuntungan daftar Mendeleev adalah memungkinkan membuat perkiraaan sifat-sifat unsur yang masih kosong dalam daftar. Sebab unsur yang ada dalam setiap kolom tertentu mempunyai sifat yang sama. Sebagai contoh germanium yang terletak di bawah silikon dan di atas timah putih dalam Kelompok IV, belum ditemukan ketika Mendeleev menyusun daftar ini. Oleh karena itu pada pita yang dibuatnya ditemukan kolom yang kosong. Berdasarkan letak elemen itu, Mendeleev dapat menduga sifat unsur ini yang disebutnya "eka-silikon", yang harus terletak antara silikon dan timah putih.

Jika kita lihat daftar periodik yang terbaru, kita jumpai unsur-unsur yang tidak ada dalam daftar Mendeleev. Kolom ini sangat penting dengan judul Gas Mulia ("Noble Gases"). Unsur ini sangat tidak reaktif, dalam bentuk gas yang tidak berwarna dan tidak berbau, dalam jumlah yang sangat sedikit diatmosfir. Karena unsur ini tidak dikenal senyawanya, maka para ilmuwan dimana Mendeleev tidak tahu adanya unsur ini. Setelah unsur ini ditemukan, diketahui bahwa massa atom argon agak lebih besar dari kalium (K). Kenyataannya, kalium jelas masuk dalam unsur Kelompok I dan argon jelas masuk dalam kelompok gas mulia. Kembali lagi seperti terjadi pada Te dan I, sangat penting menempatkan sepasang unsur dalam daftar menurut massa atom yang terbalik (reverse).

Kebutuhan untuk memindahkan daftar massa atom dari kedua pasang unsur ini, menyebabkan para ilmuwan sadar akhimya, bahwa massa atom tidak menentukan sekali dimana elemen ditempatkan dalam daftar berkala. Dasar yang sebetulnya menentukan daftar periodik dapat terletak dimana saja, seperti yang akan kita bicarakan dalam uraian

Pandangan Terbaru Tentang Atom

Permasalahan yang dijumpai jika elemen disusun dalam daftar berkala Mendeleyev menurut aturan massa-atom akan hilang, jika unsur-unsur ini disusun menurut nomor atomnya. Untuk memahami nomor atom, maka kita harus mula-mula melihat struktur bagian dalam dari atom. Pandangan Dalton mengenai atom sebagai bagian yang paling kecil (partikel) yang tidak dapat dibagi, kita ketahui sekarang bahwa hal ini tidak benar. Eksperimen-eksperimen yang telah dimulai sejak alkhir abad ke sembilan betas dan dilanjutkan sampai sekarang memperlihatkan bahwa atom itu sendiri terdiri dari partikel-partikel subatom. Banyak partikel ini yang telah diketahui, tetapi suatu yang prinsip, yang sangat penting kita ketahui adalah proton, neutron, dan elektron.

Proton dan elektron merupakan partikel yang bermuatan listrik. Proton dan elektron ini membawa muatan yang berbeda, dimana proton mempunyai muatan yang ditetapkan dengan tanda positif (+) dan elektron mempunyai muatan yang ditetapkan dengan tanda negatif (-). Suatu hal yang sangat penting dipahami mengenai muatan listrik ini adalah muatan yang berlawanan akan sating tarik menarik dan muatan yang sama saling tolak menolak. Jadi, proton menarik elektron, tetapi proton menolak proton dan elektron menolak elektron. Neutron, sesuai dengan namanya, tidak bermuatan, dengan demikian muatan listriknya netral.

Dalam SI, muatan listrik ditetapkan dalam coulomb (simbolnya Q). Satu coulomb adalah jumlah muatan listrik yang melalui titik-titik yang telah ditentukan dalam suatu kawat jika arus listrik sebesar 1 Amper melaluinya selama 1 detik. Dalam istilah yang lebih umum, jika bola lampu 100 watt bersinar, maka dibutuhkan waktu 1,2 detik larnanya muatan listrik melalui kawat bola lampu itu agar diperoleh muatan 1 coulomb. Jumlah muatan ini cukup besar, tetapi jumlah muatan yang dibawa oleh satu elektron sangat kecil, yaitu sebesar 1,60 x 10^-19 C. Karena muatan elektron adalah negatif, maka muatannya adalah -1,60 •x 10^-19 C. Proton juga mempunyai muatan yang sama dengan elektron, tetapi dengan muatan yang berlawanan, jadi muatan proton adalah +1,60 x 10^-19 C.

Jika kita menghitung muatan listrik partikel, selalu dikalikan dengan 1,60 x 10^-19 C, dengan demikian lebih sesuai untuk menyederhanakan satu unit muatan listrik sama dengan jumlah ini. Dalam Skala ini, suatu elektron mempunyai satu unit muatan negatif (disebut muatannya 1-) dan suatu proton mempunyai satu unit muatan positif (disebut muatannya 1 +).

Partikel subatom ini juga mempunyai sifat lain yang penting yaitu massanya. Proton dan neutron adalah partikel yang relatif berat yang massanya kira-kira satu unit massa atom (1u). Sebaliknya elektron adalah partikel yang ringan dengan massa hanya kira-kira 1/1836 dari massa proton.

Intl Atom

Konsep inti atom sudah dikenal oleh orang-orang yang pernah mendengar energi nuklear. Intl (nucleus) adalah nama untuk partikel yang sangat kecil dan sangat padat, neutron yang berdasarkan percobaan memperlihatkan bahwa inti ini terletak di tengah atom. Berdasarkan percobaan juga diperlihatkan bahwa semua proton dan neutron dari atom terletak dalam intinya dan elektron tersebar sekeliling inti. Bagaimana elektron ini tersusun merupakan hal yang sangat penting dalam ilmu kimia dan akan diuraikan lebih panjang pada Bab 7. Untuk sekarang, sudah cukup untuk diketahui bahwa elektron berada diluar inti dan elektron ini mengisi hampir semua volume dari suatu atom.

Sejauh dikaitkan dengan limit kimia, inti ini penting karena dua alasan. Alasan pertama adalah jumlah proton dalam inti, yang berhubungan dengan nomor atom suatu atom, menunjukkan jumlah elektron yang harus dipunyai oleh atom agar muatan listriknya menjadi netral.

Alasan kedua adalah massa atom ditentukan mula-mula oleh jumlah proton dan neutron dalam intinya, dimana setiap proton dan neutron menyumbang kira-kira satu unit massa atom. Partikel ini begitu berat dibandingkan dengan elektron, sehingga massa dari inti hampir sama dengan massa atom suatu atom. Sebagai tambahan, karena inti sangat kecil, kepadatan materi inti sangat besar, kira-kira 10¹⁴ g/cm³. Untuk menggambarkan betapa padatnya inti ini, maka jika semua inti dari semua atom ’yang ada dalam minyak mentah yang dibawa oleh satu super tanker yang terbesar diduma dipadatkan, maka inti, atom ini hanya mengambil volume kira-kira 0,004 cm³. Volume ini kira-kira sama dengan sepersepuluh dari satu tetes air, meskipun gabungan massanya lebih dari 400.000 ton !

ISOtOP

Seperti telah diuraikan dalam modul sebelumnya, tidak semua atom dari unsur yang sama mempunyai massa yang identik dengan massa yang diusulkan oleh Dalton. Bentuk atom yang bermacam-macam ini disebut isotop. Keberadaan isotop merupakan fenomena yang umum dan kebanyakan unsur secara alamiah terdiri dari campuran isotop. seperti yang akan kita jumpai kemudian, sifat-sifat unsur hampir selurulinya ditentukan oleh jumlah dari distribusi elektron disekeliling nukleus. Oleh sebab itu, nomor atom yang diketahui, secara tidak langsung dapat membedakan suatu atom dari satu unsur dari atom unsur lainnya, karena jumlah elektron harus sama dengan nomor atom dalam suatu atom yang bermuatan listrik netral. Dengan perkataan lain nomor atom suatu atom menunjukkan identitas suatu unsur . jika massa atom dari unsur yang sama berbeda sama sekali, hal ini disebabkan oleh perbedaan jumlah neutron yang dimiliki oleh atom tersebut.

Isotop yang khusus dari suatu unsur ditentukan dengan cara menetapkan nomor atomnya, yaitu dengan lambang Z dan nomor massanya A

Nomor massa merupakan penjumlahan banyaknya proton dan neutron dari suatu atom. Dengan demikian nomor neutron dapat-diperoleh dari perbedaan A Z.

Kita gambarkan isotop secara simbolik dengan menuliskan nomor massa atom di atas dan nomor atom di bawah, keduanya menunjukkan lambang suatu atom.

^AX_Z

Sebagai contoh, atom karbon (Z = 6), yang mengandung enam neutron mempunya lambang ¹²C₆. Ini adalah karbon yang mempunyai 12 isotop, yang merupakan dasar dari Skala massa atom.

Perlu diperhatikan bahwa, kecuali karbon-12, nomor massa isotop, berbeda dengan massa yang sebetulnya yang ditetapkan dalam unit massa atom. Sebagai contoh, isotop ¹⁶ 0 mempunyai nomor massa atom 16, yang berarti jumlah banyak proton dan neutron adalah 16. Sebetulnya, massa atom ¹⁶0yang benar adalah 15,99491 u.

Seperti dapat dilihat di atas, kebanyakan elemen terjadi di alam dalam bentuk campuran isotop. Elemen tembaga misalnya, ditemukan di alam mengandung dua isotop, ⁶³Cu₂₉ dan ⁶⁵Cu₂₉ yang massanya telah dapat ditentukan dengan tepat sebesar 62,9298 dan 64,9278 u. Berat relatif elemen tembaga adalah 69,09 % dan 30,91 %. Dari penelitian massa atom rata-rata dari tembaga adalah 63,55, yang diperoleh dari berat rata-rata massa isotop, berdasarkan berat relatif isotop.

Nomor Atom dan Tabel Periodik yang Baru

Jika unsur disusun dalam susunan berkala menurut nomor atom, semua hal yang masih diragukan yang dijumpai dalam tabel Mendeleev menjadi hilang. Tellurium dan indium, argon dan kalium tersusun dengan sendirinya ke tempat dimana unsur ini seharusnya. Jadi, terbukti nomor atom suatu unsur--jumlah proton dalam inti atom tersebut menentukan dimana unsur tersebut ditempatkan dalam tabel dan setiap unsur dengan sifat yang sama dijumpai dalam kelompok yang sama, dan nomor atom elemen tersebut pasti menentukan macam-macam sifat kimia dan fisika unsur tersebut. Untuk sekarang, marilah kita perhatikan susunan berkala baru telah disusun, dimana kita dapat mengetahui cara menggunakannya untuk menghubungkan sifat kimia dan sifat fisika suatu unsur.

Susunan berkala yang sekarang digunakan dapat dilihat pada Gambar . Angka yang dicetak di atas simbol kimia adalah nomor atom dan yang di bawah adalah massa atom. Sama seperti tabel Mendeleev, tabel ini terdiri dari sejumlah kolom sejajar (row) yang disebut berkala/periodik yang ditandai dengan angka biasa (Arab) dan kolom vertikal yang disebut kelompok/golongan (group), dimana setiap golongan mengandung satu keluarga unsur Golongan ini juga ditandai dengan angka. Sistim penomoran yang selama ini dipakai di Amerika Serikat hampir sama dengan sistim Mendeleev dan setiap golongan/grup menggunakan angka Romawi dan huruf A atau B. Hal ini dapat dilihat pada bagian atas setiap kelompok/grup. Baru-baru ini, International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) menyetujui suatu sistim alternatif dimana golongan/grup diberi nomor dari kiri ke kanan dimulai dari 1 sampai 18. Angka ini diletakkan di bawah penandaan Romawi. Sistim baru ini telah menimbulkan perdebatan yang hebat, banyak ahli kimia pengajar ilmu kimia menentangnya. Karena ketentuan ini masih diperdebatkan, maka kita akan menggunakan penomoran menurut angka Romawi dan golongan/grup A dan B.

Golongan yang dikiri tanda dengan huruf A (golongan I A sampai VII A) dan golongan 0 menunjukkan kebersamaan (kolektif) sebagai elemen representatif (representative element). Label dengan huruf B (golongan I B sampai VII B) ditambah golongan VIII (sebetulnya terdiri dari tiga kolom yang pendek yang terletak ditengah tabel) disebut elemen transisi (transition element). Alasan penandaan golongan A dan B adalah karena ada beberapa kesamaan sifat antara unsur kelompok A dan elemen kelompok B, meskipun kesamaan sifat tersebut kadang-kadang sedikit.

Akhirnya ada dua baris unsur yang diletakkan tepat di bawah bagian utama tabel. Unsur ini dikenal dengan nama unsur transisi bagian dalam (inner transition element), sebetulnya merupakan bagian dari bagan yang ada dalam tabel seperti terlihat dalam Gambar. Unsur ini biasanya diletakkan di bawah bagan yang telah disiapkan (conserve space), dengan demikian tabel dapat dicetak lebih menarik, seingga huruf-huruf tidak terlalu kecil untuk dapat dibaca. Perhatikan Gambar, terlihat baris pertama unsur transisi bagian dalam terletak setelah unsur lanthanum (La) dan baris kedua setelah unsur actinium (Ac). Karena unsur ini terletak mengik-un baris ini, maka baris pertama (unsur 58 sampai 71) disebut lantanida (lanthanides) dan baris kedua (90 sampai 103) disebut aktinida (actinides). Sering juga disebut, lantanida sebagai unsur yang jarang dijumpai di bumf (rare earth element), karena sangat sedikit ditemukan dalam kerak bumf.

Sebagian unsur mempunyai nama yang khusus, demikian juga jum lah kelompoknya. sebagai contoh, unsur Golongan I A (diluar hidrogen) dikenal dengan nama logam alkali dan unsur Golongan II A logam alkali tanah. Unsur golongan VIIA adalah halogen, nama ini diambil dari bahasa Yunani, yang berarti "pembuat garam-salt-former". Akhirnya unsur Golongan 0 (angka nol) disebut gas mulia (juga kadang-kadang disebut gas invert) karena elemen ini sangat sukar bereaksi.

Makalah Kimia Dasar "Susunan Berkala dan Beberapa Sifat Unsur""

1. Sejarah Perkembangan Sistem Periodik Unsur

1.1 Lavoiser

Unsur-unsur logam adalah antimon,perak, arsenik, bismuth. Kobalt, tembaga, timah, nesi, mangan, raksa, molibdenum, nikel, emas, platina, tobel, tungsten, dan seng.

Yang tergolong unsur tanah adalah kapur, magnesium oksida, barium oksida, aluminium oksida, dan silikon oksida.

Kelemahan dari teori Lavoisior : Penglompokan masih terlalu umum

Kelebihan dari teori Lavoisior : Sudah mengelompokan 33 unsur yang ada

berdasarkan sifat kimia sehingga bisa di jadikan

referensi bagi ilmuan-ilmuan setelahnya.

1.2 Dalton

1.3 John Jacobs Berzellius (1828)

1.4 Johan W. Dobereiner (1817)

Pada tahun 1829, J.W. Dobereiner seorang profesor kimia dari Jerman mengelompokan unsur-unsur berdasarkan kemiripan sifat-sifatnya.

· Kelebihan dari teori ini adalah adanya keteraturan setiap unsur yang sifatnya mirip massa Atom (Ar) unsur yang kedua (tengah) merupakan massa atom rata-rata di massa atom unsur pertama dan ketiga.

1.5 J. A. K. Newland (1863-1865)

J. Newlands merupakan orang pertama yang mengelompokan unsur-unsur berdasarkan kenaikan massa atom relatif. Newlands mengumumkan penemuanya yang disebut hukum oktaf.

Hukum oktaf newlands ternyata hanya berlaku untuk unsur-unsur ringan. Jika diteruskan, teryata kemiripan sifat terlalu dipaksakan. Misalnya, Ti mempunya sifat yang cukup berbeda dengan Al maupun B.

1.6 Lothar Meyer

Pada tahun 1969, Lothar Meyer mengamati hubungan antara kenaikan massa atom dengan sifat unsur. Hal ini dilakukan antara lain dengan membuat Kurva volume atom versus fungsi massa atom.

Dari kurva, ia mengamati adanya keteraturan dari unsur-unsur dengan sifat yang mirip, dan pengulangan sifat unsur tidak selalu setelah 8 unsur, seperti dinyatakan dalam hukum oktaf.

Unsur-unsur disusun berdasarkan kenaikan massa atom secara vertikal. Pengulangan sifat unsur membentuk kolom. Sedangkan unsur-unsur dengan sifat yang mirip terletak pada baris yang sama.

1.7 Dimitri Mendeleev

Keuntungan Tabel Periodik Mendeleev dalam memahami sifat unsur ialah:

· Sifat kimia dan sifat fisika unsur dalam satu golongan berubah secara teratur.

· Dapat meramal sifat unsur yang belum diketemukan, yang akan mengisi tempat kosong dalam daftar.

· Tabel ini tidak mengalami perubahan setelah penemuan unsur-unsur gas mulia.

Kelemahan Tabel Periodik Mendeleyev:

· Panjang periode tidak sama.

· 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.

Sebagaimana dapat dilihat pada gambar di atas, Mendeleev mengkosongkan beberapa tempat. Hal itu dilakukan untuk menetapkan kemiripan sifat dalam golongan. Sebagai contoh, Mendelev menempatkan Ti (Ar = 48) pada golongan IV dan membiarkan golongan III kosong karena Ti lebih mirip dengan C dan Si, dari pada dengan B dan Al. Mendeleev meramalkan dari sifat unsur yang belum di kenal itu. Perkiraan tersebut didasarkan pada sifat unsur lain yang sudah dikenal, yang letaknya berdampingan baik secara mendatar maupun secara tegak. Ketika unsur yang diramalkan itu ditemukan, ternyata sifatnya sangat sesuai dengan ramalan mendeleev. Salah satu contoh adalah germanium (Ge) yang ditemukan pada tahun 1886, yang oleh Mendeleev dinamai ekasilikon.

1.8 Henry G. Moseley

Pada awal abad 20, pengetahuan kita terhadap atom mengalami perkembangan yang sangat mendasar. Para ahli menemukan bahwa atom bukanlah suatu partikel yang tak terbagi melainkan terdiri dari partikel yang lebih kecil yang disebut partikel dasar atau partikel subatom. Kini atom di yakini terdiri atas tiga jenis partikel dasar yaitu proton, elektron, dan neuron. Jumlah proton merupakan sifat khas dari unsur, artinya setiap unsur mempunyai jumlah proton tertentu yang berbeda dari unsur lainya. Jumlah proton dalam satu atom ini disebut nomor atom. pada 1913, seorang kimiawan inggris bernama Henry Moseley melakukan eksperimen pengukuran panjang gelombang unsur menggunakan sinar-X.

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

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.

Konfigurasi elektron 20 unsur pertama dalam Sistem Periodik

B. Periode dan Golongan

1. Periode

Periode ditempatkan pada lajur horizontal dalam sistem periodik modern. Periode suatu unsur menunjukan suatu nomor kulit yang sudah terisi elektron (n terbesar) berdasarkan konfigurasi elektron. Konfigurasi elektron adalah persebaran elektron dalam kulit-kulit atomnya.

Dalam sistem periodik modern terdapat 7 periode, yaitu :

a. periode 1 (periode sangat pendek) berisi 2 unsur, yaitu H dan He.

b. periode 2 (periode pendek) berisi 8 unsur yaitu, Li, Be, B, C, N, O, F, Ne.

c. periode 3 (periode pendek) berisi 8 unsur, yaitu Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar.

d. periode 4 (periode panjang) berisi 18 unsur, yaitu K, Ca, Sc, Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn, Ga, Ge, As, Se, Br, Kr.

e. periode 5 (periode panjang) berisi 18 unsur, yaitu Rb, Sr, Y, Zr, Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag, Cd, In, Sn, Sb, Te, I, Xe.

f. periode 6 (periode sangat panjang)berisi 32 unsur yaitu, 18 unsur seperti pada periode 4 atau ke-5, yaitu Cs, Ba, La, Hf, Ta, W, Re, Os, Ir, Pt, Au, Hg, Tl, Pb, Bi, Po, At, Rn, dan 14 unsur lagi merupakan deret lantanida, yaitu Ce, Pr, Nd, Pm, Sm, Eu, Gd, Tb, Dy, Ho, Er, Tm, Yb, Lu;

g. periode 7 (periode sangat panjang) berisi 28 unsur, yaitu Fr, Ra, Ac, Rf, Db, Sg, Bh, Hs,Mt, Uun, Uuu, Uub, Uut, Uuq, Uup, Uuh, Uus Uuobelum lengkap karena maksimum 32 unsur. Pada periode ini terdapat deret aktinida yaitu Th, Pa, U, Np, Pu, Am, Cm, Bk, Cf, Es, Fm, Md, No, Lr.

2. Golongan

Golongan adalah lajur tegak pada tabel periodik unsur. Unsur-unsur yang ada dalam satu lajur tegak adalah unsur-unsur segolongan, terdapat delapan golongan utama dan delapan golongan transisi.

2.1 Golongan utama

Golongan utama tersebut adalah :

a. Golongan I A disebut golongan alkali (kecuali H) terdiri dari unsur-unsur :

H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr .

b. Golongan II A disebut golongan alkali tanah yang terdiri dari unsur-unsur :

Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra.

c. Golongan III A disebut golongan baron aluminium yang terdiri dari unsur-unsur:

B, Al, Ga, In, Ti, Uut.

d. Golongan IV A disebut golongan karbon-silicon yang terdiri dari unsur-unsur :

C, Si, Ge, Sn, Pb, Uuq.

e. Golongan V A disebut golongan nitrogen-fosforus yang terdiri dari unsur-unsur:

N, P, As, Sb, Bi, Uup.

f. Golongan VI A disebut golongan oksigen-belerang yang terdiri dari unsur-unsur:

O, S, Se, Te, Po, Uuh.

g. Golongan VII A disebut golongan halogen yang terdiri dari unsur-unsur :

F, Cl, Br, I, At.

h. Golongan VIII A disebut golongan gas mulia yang terdiri dari unsur-unsur :

He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn.

2.2 Golongan transisi

Golongan transisi tersebut adalah :

a. Golongan I B terdiri dari unsur-unsur Cu, Ag, Au, Rg.

b. Golongan II B terdiri dari unsur-unsur Zn, Cd, Hg, Uub.

c. Golongan III B terdiri dari unsur-unsur Se,Y, La, Ac.

d. Golongan IV B terdiri dari unsur-unsur Ti, Zr, Hf, Rf.

e. Golongan V B terdiri dari unsur-unsur V, Nb, Ta, Db.

f. Golongan VI B terdiri dari unsur-unsur Cr, Mo, W, Sg.

g. Golongan VI B terdiri dari unsur-unsurMn, Te, Re,Bh.

h. Golongan VIII B terdiri dari unsur-unsur Fe, Ru, Os, Hs, Co, Rh, Ir, Mt, Ni, Pd, Pt, Ds.

Pada periode 6 dan 7 terdapat masing-masing 14 unsur yang disebut unsur-unsur transisi dalam, yaitu unsur-unsur antanida dan aktinida. Unsur-unsur transisi dalam semua termasuk golongan IIIB. Unsur-unsur lantanida pada periode 6 golongan IIIB, dan unsur-unsur aktinida pada periode 7 golongan IIIB. Penempatan unsur-unsur tersebut di bagian bawah tabel periodik adalah untuk alasan teknis, sehingga daftr tidak terlalu panjang.

C. Sifat-sifat Unsur

1. Jari-jari Atom

Jari-jari atom adalah jarak dari inti atom ke kulit terluar. Besarnya jari-jari atom dipengaruhi oleh jumlah kulit elektron dan muatan inti atom.

Dalam suatu golongan, jari-jari atom semakin ke atas cenderung semakin kecil. Hal ini terjadi karena semakin ke atas, kulit elektron semakin kecil.

Dalam suatu periode, semakin ke kanan jari-jari atom cenderung semakin kecil. Hal ini terjadi karena semakin ke kanan jumlah proton dan jumlah elektron semakin banyak, sedangkan jumlah kulit terluar yang terisi elektron tetap sama sehingga tarikan inti terhadap elektron terluar semakin kuat.

2. Jari-jari Ion

Ion mempunyai jari-jari yang berbeda secara nyata (signifikan) jika dibandingkan dengan jari-jari atom netralnya. Ion bermuatan positif (kation) mempunyai jari-jari yang lebih kecil, sedangkan ion bermuatan negatif (anion) mempunyai jari-jari yang lebih besar jika dibandingkan dengan jari-jari atom netralnya.

3. Energi Ionisasi

Energi ionisasi adalah besarnya energi yang diperlukan oleh suatu atom/ion untuk melepaskan sebuah elektron yang terikat paling lemah (elektron teluar).

Energi ionisasi merupakan energi yang digunakan untuk melawan gaya tarik inti terhadap elektron terluarnya, jadi semakin jauh dari inti maka semakin kecil energi ionisasinya dan semakin mudah elektron itu dilepaskan.

Dalam suatu periode semakin banyak elektron dan proton gaya tarik menarik elektron terluar dengan inti semakin besar (jari-jari kecil). Akibatnya, elektron sukar lepas sehingga energi untuk melepas elektron semakin besar. Hal ini berarti energi ionisasi besar. Jika jumlah elektronnya sedikit, gaya tarik menarik elektron dengan inti lebih kecil (jari-jarinya semakain besar). Akibatnya, energi untuk melepaskan elektron terluar relatif lebih kecil berarti energi ionisasi kecil.

· Unsur-unsur yang segolongan : energi ionisasi makin ke bawah makin kecil, karena elektron terluar makin jauh dari inti (gaya tarik inti makin lemah), sehingga elektron terluar makin mudah di lepaskan.

· Unsur-unsur yan seperiode : energi ionisai pada umumnya makin ke kanan makin besar, karena makin ke kanan gaya tarik inti makin kuat.

Kekecualian :

Unsur-unsur golongan II A memiliki energi ionisasi yang lebih besar dari pada golongan III A, dan energi ionisasi golongan V A lebih besar dari pada golongan VI A.

4. Afinitas Elektron

Afinitas Elektron adalah besarnya energi yang dibebaskan oleh suatu atom untuk menerina sebuah elektron.

Jadi, besaran afinitas elektron merupakan besaran yang dapat digunakan untuk mudah tidaknya atom untuk menarik elektron. Semakin besar afinitas elektron yang dimiliki atom itu menunjukan bahwa atom itu mudah nenarik elektron dari luar dan membentuk ion negatif(anion). Jika ion negatif yang terbentuk bersifat stabil, maka proses penyerapan elektron itu disertai pelepasan energi dan afinitas elektronnya dinyatakan dengan tanda negatif. Akan tetapi jika ion negatif yang terbentuk tidak stabil, maka proses penyerapan elektron akan membutuhkan energi dan afinitas elektronnya dinyatakan dengan tanda positif. Jadi, unsur yang mempunyai afinitas elektron bertanda negatif mempunyai kecenderungan lebih besar menyerap elektron daripada unsur yang afinitas elektronnya bertanda positif. Makin negatif nilai afinitas elektron berarti makin besar kecenderungan menyerap elektron.

Dalam satu periode dari kiri ke kanan, jari-jari semakin kecil dan gaya tarik inti terhadap elektron semakin besar, maka atom semakin mudah menarik elektron dari luar sehingga afinitas elektron semakin besar.

Pada satu golongan dari atas ke bawah, jari-jari atom makin besar, sehingga gaya tarik inti terhadap elektron makin kecil, maka atom semakin sulit menarik elektron dari luar, sehingga afinitas elektron semakin kecil.

Dalam satu periode, dari kiri ke kanan afinitas elektron bertambah.

Dalam satu golongan, dari atas ke bawah afinitas elektron berkurang.

5. Keelektronegatifan

Keelektronegatifan adalah kemampuan suatu atom untuk menarik elektron dari atom lain. Faktor yang mempengaruhi keelektronegatifan adalah gaya tarik dari inti terhadap elektron dan jari-jari atom. Harga keelektronegatifan bersifat relatif (berupa perbandingan suatu atom yag lain).

· Unsur-unsur yang segolongan : keelktronegatifan makin ke bawah makin kecil, karena gaya taik-menarik inti makin lemah. Unsur-unsur bagian bawah dalam sistem periodik cenderung melepaskan elektron.

· Unsur-unsur yang seperiode : keelektronegatifan makin ke kanan makin besar. Keelektronegatifan terbesar pada setiap periode dimiliki oleh golongan VII A (unsur-unsur halogen). Harga keelektronegatifan terbesar terdapat pada flour (F) yakni 4,0, dan harga terkecil terdapat pada fransium (Fr) yakni 0,7.

Harga keelektronegatifan penting untuk menentukan bilangan oksidasi (biloks) unsur dalam sutu senyawa. Jika harga keelektronegatifan besar, berarti unsur yang bersangkutan cenderung menerim elektron dan membentuk bilangan oksidasi negatif. Jika harga keelektronegatifan kecil, unsur cenderung melepaskan elektron dan membentuk bilangan oksidasi positif. Jumlah atom yang diikat bergantung pada elektron valensinya.

6. Sifat Logam dan Non Logam

Sifat-sifat unsur logam yang spesifik, antara lain : mengkilap, menghantarkan panas dan listrik, dapat ditempa menjadi lempengan tipis, serta dapat ditentangkan menjadi kawat/kabel panjang. Sifat-sifat logam tersebut diatas yang membedakan dengan unsur-unsur bukan logam. Sifat-sifat logam, dalam sistem periodik makin kebawah makin bertambah, dan makin ke kanan makin berkurang.

Batas unsur-unsur logam yang terletak di sebelah kiri dengan batas unsur-unsur bukan logam di sebelah kanan pada sistem periodik sering digambarkan dengan tangga diagonal bergaris tebal. Unsur-unsur yang berada pada batas antara logam dengan bukan logam menunjukkan sifat ganda.

Contoh :

1. Berilium dan Aluminium adalah logam yang memiliki beberapa sifat bukan logam. Hal ini disebut unsur-unsur amfoter.

2. Baron dan Silikon adalah unsur bukan logam yang memiliki beberapa sifat logam. Hal

ini disebut unsur-unsur metalloid.

7. Kereaktifan

Reaktif artinya mudah bereaksi. Unsur-unsur logam pada sistem periodik, makin ke bawah makin reaktif, karena makin mudah melepaskan elektron. Unsur-unsur bukan logam pada sistem periodik, makin ke bawah makin kurang reaktif, karena makin sukar menangkap elektron.

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

Konfigurasi Elektron

Konfigurasi elektron yang awalnya dikenal dgn konsep kulit atom. Konfigurasi elektron yang akan dibahas tidak begitu jauh dari yang telah dikenal, hanya saja dalam konfigurasi elektron kali ini diterapkan pada mekanika gelombang. Pada mekanika gelombang atau mekanika kuantum, elektron-elektron dalam suatu atom akan tersebar ke dalam orbital-orbital (s, p, d, f, dan seterusnya). Bagaimana pengisian elektron ke dalam orbital? Pengisian orbital oleh electron mengikuti aturan dengan memperhatikan tiga hal, yaitu asas AufBau, asas larangan Pauli, dan asas Hund.

a. Asas AufBau

Menurut asas AufBau, pada kondisi normal atau pada tingkat dasar, elektron akan menempati orbital yang memiliki energy terendah terlebih dahulu dan diteruskan ke orbital yang memiliki energi lebih tinggi. Untuk memudahkan dalam pengisian electron diberikan tahap-tahap pengisian elektron dengan menggunakan jembatan ingatan sebagai berikut;

Arah anak panah menyatakan urutan pengisian orbital. Dengan demikian urutan pengisian elektron berdasarkan gambar tersebut berurut-urut 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, dan seterusnya. Pengisian elektron harus satu persatu dan setiap orbital hanya boleh diisi oleh maksimal 2 elektron.

b. Asas larangan Pauli

Pauli mengemukakan hipotesisnya yang menyatakan bahwa dalam satu atom tidak mungkin dua elektron mempunyai keempat bilangan kuantum sama. Misal, 2 elektron akan menempati subkulit 1s. Tiga bilangan kuantum pertama akan mempunyai nilai yang sama (n = 1, l = 0, m = 0). Untuk itu bilangan kuantum yang terakhir, yaitu bilangan kuantum spin(s) harus mempunyai nilai berbeda +1/2 dan -1/2.

Dengan kata lain, setiap orbital maksimal hanya dapat terisi 2 elektron dengan arah spin berlawanan. Sebagai contoh, pengisian elektron pada orbital 1s digambarkan sebagai berikut:

Mengapa pada satu orbital hanya dapat ditempati maksimal oleh dua elektron? Karena jika ada elektron ketiga, maka electron tersebut pasti akan mempunyai spin yang sama dengan salah satu elektron yang terdahulu dan itu akan melanggar asas larangan Pauli dengan demikian tidak dibenarkan. Jumlah elektron maksimal untuk tiap subkulit sama dengan dua kali dari jumlah orbitalnya.

1. orbital s maksimal 2 elektron,

2. orbital p maksimal 6 elektron,

3. orbital d maksimal 10 elektron, dan

4. orbital f maksimal 14 elektron,

c. Asas Hund

Frederick Hund, 1927 (dikenal Hund) mengatakan bahwa pengisian elektron pada orbital yang setingkat (energinya sama) dalam satu orbital adalah satu per satu dengan arah spin yang sama sebelum berpasangan. Asas ini dikemukakan berdasarkan penalaran bahwa energi tolak-menolak antara dua elektron akan minimum jika jarak antara elektron berjauhan. Untuk lebih memahaminya, perhatikan gambaran pengisian elektron pada orbital p.

Contoh pengisian yang benar:

d. Penyimpangan konfigurasi elektron

Berdasarkan eksperimen, terdapat penyimpangan konfigurasi elektron dalam pengisian elektron. Penyimpangan pengisian elektron ditemui pada elektron yang terdapat pada orbital subkulit d dan f. Penyimpangan pada orbital subkulit d dikarenakan orbital yang setengah penuh (d5) atau penuh (d10) bersifat lebih stabil dibandingkan dengan orbital yang hampir setengah penuh (d4) atau hampir penuh (d8 atau d9). Dengan demikian, jika electron terluar berakhir pada d4, d8 atau d9 tersebut, maka satu atau semua elektron pada orbital s (yang berada pada tingkat energy yang lebih rendah dari d) pindah ke orbital subkulit d.

8. Henry G. Moseley

Pada awal abad 20, pengetahuan kita terhadap atom mengalami perkembangan yang sangat mendasar. Para ahli menemukan bahwa atom bukanlah suatu partikel yang tak terbagi melainkan terdiri dari partikel yang lebih kecil yang disebut partikel dasar atau partikel subatom. Kini atom di yakini terdiri atas tiga jenis partikel dasar yaitu proton, elektron, dan neuron. Jumlah proton merupakan sifat khas dari unsur, artinya setiap unsur mempunyai jumlah proton tertentu yang berbeda dari unsur lainya. Jumlah proton dalam satu atom ini disebut nomor atom. pada 1913, seorang kimiawan inggris bernama Henry Moseley melakukan eksperimen pengukuran panjang gelombang unsur menggunakan sinar-X.

Berdasarkan hasil eksperimenya tersebut, diperoleh kesimpulan bahwa sifat dasar 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.