Sistem Periodik Unsur

BAB 1

PENDAHULUAN

1.1  Latar Belakang

Dalam kehidupan sehari-hari kita sering menjumpai banyak debu yang diterpa angin . Dari fenomena tersebut kita bisa mengetahui bahwa debu tersebut tersusun atas partikel-partikel kecil yang sulit dilihat oleh mata kecuali dibantu dengan mikroskop sehingga kita bisa melihatnya. Partikel-partikel itulah yang dalam ilmu sains disebut dengan atom.

Atom merupakan unit terkecil dari suatu unsur yang dapat melakukan penggabungan kimia. Sedangkan atom-atom tadi bergabung menjadi sebuah unsur. Unsur adalah suatu zat yang tidak bisa dipisahkan lagi menjadi zat-zat yang lebih sederhana dengan cara kimia.

Sejalan dengan perkembangan ilmu pengetahuan dan tekhnologi, rasa keingintahuan para ilmuan sangatlah tinggi tentang partikel-partikel kecil itu , sehingga mereka mengadakan penelitian tentang hal itu untuk membuktikan apakah hal itu berkaitan dengan kehidupan manusia?

Atas dasar inilah sehingga para ahli dapat mengklasifikasikan bentuk-bentuk serta sifat-sifat atom sehingga kita dapat lebih mudah untuk mempelajarinya. Maka dengan berbagai argumen inilah penulis sangat tertarik untuk membahas lebih lanjut mengenai apa itu atom, sistem periodik, serta bagaimana mengenai sifat-sifat yang ada di dalamnya.

1.2  Rumusan Masalah

a)      Apakah pengertian dari sistem periodik unsur dan konfigurasi elektron?

b)      Bagaimanakah hubungan sistem periodik unsur-unsur?

c)      Bagaimanakah sifat-sifat atom dan kepeiodikan?

d)     Bagaimanakah posisi hidrogen dalam sitem periodik unsur?

1.3  Tujuan Penulisan

a)      Agar mahasiswa menjelaskan sistem keperiodikan unsur beserta konfigurasinya.

b)      Agar mahasiswa dapat  mengetahui hubungan sistem periodik unsur-unsur.

c)      Agar mahasiswa mengetahui sifat-sifat atom dan keperiodikan.

d)     Agar mahasiswa mengetahui posisi hidrogen dalam sistem keperiodikan.

1.4  Manfaat Penulisan

Dengan disusunya makalah ini, semoga memberikan manfaat positif bagi penulis khususnya dan bagi pembaca pada umumnya.

BAB II

PEMBAHASAN

2.1  Sistem Periodik dan Konfigurasi Elektron

2.1.1 Sistem Periodik

Tabel Sistem Periodik merupakan suatu cara untuk menyusun dan mengklasifikasi unsur-unsur, dimana unsur-unsur yang mirip sifatnya diletakkan pada kelompok yang sama.Tabel sistem periodik ini dapat memudahkan kita untuk mengetahui sifat dari unsur tersebut.

Ada beberapa macam pengelompokan unsur-unsur yaitu :

1.      Pengelompokkan Unsur Berdasarkan System Lavoisier

Dalam sistem ini pengklasifikasikan unsur di dasarkan pada kemampuan unsur itu untuk menghantarkan listrik dan panas. Menurut sistem ini unsur di kelompokkan menjadi dua jenis yaitu:

a.   Unsur logam ( unsur yang dapat menghantarkan listrik dan panas), misalnya besi, tembaga, perak, emas, dan sebagainya.

b.   Unsur non logam ( unsur yang tak dapat menghantarkan arus listik dan panas), misalnya belerang, oksigen, klor, nitrogen, arsen, fosfor, hydrogen, dan karbon.

Dari semua unsur yang sudah di temukan pada masa itu. Sebagian besar unsur kurang lebih 70% adalah logam sehingga para ahli mengelompokkan unsur menjadi dua bagian yaitu logam dan nonlogam antara lain sebagai berikut :

a)  Logam,

Sifat logam yaitu:

  Dapat menghantarkan panas dan listrik (kerapatan tinggi )

  Mudah di bentuk atau padat (dapat di tempat dan diregangkan seperti kawat).

  Mengkilap terlebih jika digosok.

  Keelektron positif. Pada umumnya berwujud padat pada suhu kamar.

  Bersifat reduktor atau basa ( mengalami oksidasi = melepaskan elektron).

b)    Nonlogam

Sifat non logam yaitu :

  Tidak dapat menghantarkan panas dan listrik (kerapatan rendah )

  Yang berwujud padat umumnya rapuh (sukar di bentuk).

  Tidak mengkilap atau buram

  Ada yang berwujud padat, cair, atau gas.

  Bersifat oksidator atau asam (Mengalami reduksi = menyerap elektron).

2.      Pengelompokan Unsur cara  Triade Dobereiner

Pada tahun 1829, Johan Wolfgang Dobereiner melihat adanya kemiripan sifat di antara beberapa unsur, lalu mengelompokkannya menurut kemiripan sifat yang ada. Ternyata tiap kelompok terdiri atas tiga unsur, sehingga disebut Triade.

Jika unsur-unsur dalam satu triade tersebut disusun menurut kenaikan massa atom-atomnya, ternyata massa atom maupun sifat-sifat unsur yang kedua merupakan rata-rata dari massa atom unsur pertama dan ketiga. Penemuan ini memperlihatkan adanya hubungan antara massa atom dengan sifat-sifat unsur.

Kelemahan pengelompokan ini terletak pada kenyataan bahwa jumlah unsur yang memiliki kemiripan sifat tidak hanya 3 buah.

3.Pengelompokan Unsur cara Chancourtois

Pengelompakan dengan cara Chancourtois berdasarkan kenaikan berat atom.Unsur-unsur kimia disusun membentuk spiral. Unsur-nsur yang mirip terletak pada kolo yang sama. Secara matematis, penyusunan ketiga unsur kimia tersebut dapat dirumuskandengan persamaan

Berat atom =  7 + 16n; n = urutan unsur

3.      Pengelompokan Unsur cara Newlands

Tahun 1864, A.R. Newlands mengumumkan penemuannya yang disebut hukum Oktaf. Unsur-unsur tersebut disusun berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya. Ternyata unsur-unsur yang berselisih 1 oktaf (unsur nomor 1 dengan 8, unsur nomor 2 dengan 9, dst.) menunjukkan kemiripan sifat atau bisa dikatakan terjadi perubahan sifat unsur yang teratur. Kecenderungan tersebut dinyatakan sebagai hukum Oktaf Newland.

Jika unsur-unsur disusun berdasarkan kenaikan massa atom maka sifat unsur tersebut akan berulang setelah unsur kedelapan. Pada saat daftar Oktaf Newlands disusun, unsur-unsur gas mulia belum ditemukan. Ternyata pengelompokan ini hanya sesuai untuk unsur-unsur ringan (Ar rendah).

4.      Pengelompokan Unsur cara Mendeleyev

Tahun 1869, sarjana bangsa Rusia Dmitri Ivanovich Mendeleyev berdasarkan pengamatannya terhadap 63 unsur yang sudah dikenal saatitu, menyimpulkan bahwa sifat-sifat unsur fungsi periodik dari massa atomrelatifnya. Hal itu berarti jika unsur-unsur disusun menurut kenaikan massaatom relatifnya, sifat-sifat tertentu akan berulang secara periodik.Mendeleyev juga membuat suatu daftar periodik unsur. Unsur-unsuryang mempunyai persamaan sifat ditempatkan dalam satu lajur vertikal yangdisebut golongan.

Dalam mengelompokkan unsur-unsur, Mendeleyev lebih menekankanpada persamaan sifat unsur dibandingkan dengan kenaikan massa atomrelatifnya, sehingga terdapat tempat-tempat kosong dalam tabel periodiktersebut. Tempat-tempat kosong ini yang kemudian diramalkan akan diisiunsur-unsur yang waktu itu belum ditemukan. Di kemudian hari ramalanitu terbukti dengan ditemukannya unsur-unsur yang mempunyai sifat-sifatyang mirip sesuai ramalannya.

Kelemahan Tabel Periodik Mendeleyev sebagai berikut.

a.Penempatan unsur yang tidak sesuai dengan kenaikan massa atom relatifnya karena mempertahankan kemiripan sifat unsur dalam satu golongannya.

b.Masih banyak unsur yang belum dikenal pada masa itu sehingga dalam tabel terdapat banyak tempat kosong.

6. Pengelompokan Unsur Tabel Periodik Modern

Tahun 1914, Henry G. J. Moseley menemukan bahwa urutan unsur dalam tabel periodik sesuai kenaikan nomor atom. Tabel periodik modern yang disebut juga tabel periodik bentuk panjang, disusun menurut kenaikan nomor atom dan kemiripan sifat. Tabel periodik modern ini dapat dikatakan sebagai penyempurnaan Tabel Periodik Mendeleyev.

Tabel periodik bentuk panjang terdiri atas lajur vertikal (golongan) yang disusun menurut kemiripan sifat dan lajur horizontal (periode) yang disusun berdasarkan kenaikan nomor atomnya.

a.Lajur vertikal (golongan) ditulis dengan angka Romawi terdiri atas 18   golongan.

1)   Golongan A (Golongan Utama)

Gol. IA : Alkali Gol.VA : Nitrogen IIA : Alkali Tanah VIA : Kalkogen IIIA : Aluminium VIIA : Halogen IVA: Karbon VIIIA (0): Gas Mulia

2)   Golongan Transisi/Golongan Tambahan (Golongan B), terbagi atas:

a) Golongan Transisi (Gol. B), yaitu : IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB (VIII), IB, dan IIB.

b)   Golongan Transisi Dalam, ada dua deret yaitu :

(1)  Deret Lantanida (unsur dalam deret ini mempunyai kemiripan sifat dengan ₅₇La).

(2)  Deret Aktinida (unsur dalam deret ini mempunyai kemiripan sifat dengan ₈₉Ac).

Pada periode 6 golongan IIIB terdapat 14 unsur yang sangat mirip sifatnya, yaitu unsur-unsur Lantanida. Demikian juga pada periode 7 yaitu unsur-unsur Aktinida. Supaya tabel tidak terlalu panjang, unsur-unsur tersebut ditempatkan tersendiri pada bagian bawah sistem periodik.

Golongan B terletak di antara Golongan IIA dan IIIA. Unsur-unsur yang berada dalam satu golongan mempunyai persamaan sifat karena mempunyai elektron valensi (elektron di kulit terluar) yang sama.

Kongurasi elektron adalah suatu cara penulisan yang menunjukkan distribusi elektron dalam orbital-orbital pada kulit utama dan subkulit. Pada penulisan konfigurasi elektron perlu dipertimbangkan tiga aturan azas yaitu Prinsip Aufbau, Asas Larangan Pauli, dan Kaidah Hund.

Prinsip Aufbau

Elektron pada suatu atom berusaha untuk menempati subkulit-subkulit yang berenergi rendah, kemudian baru ke tingkat energi yang lebih tnggi. Dengan demikian, atom berada pada tingkat energi minimum. Inilah yang disebut Prinsip Aufbau. Urutan-urutan tingkat energi di tunjukkan pada gambar berikut ini:

1s
2s
3s	2p
4s	3p
5s	4p	3d
6s	5p	4d
7s	6p	5d	4f

Jadi pengisian orbital dimulai dari orbital 1s, 2s, 2p, dan seterusnya. Pada gambar dapat dilihat bahwa subkulit 3d mempunyai energi lebih tinggi dari pada subkulit 4s. oleh karena itu,setelah 3p terisi penuh maka electron berikutnya akan mengisi sub kulit 4s, baru kemudian akan mengisi subkulit 3d.

Kaidah Hund

Untuk menyatakan distribusi elektron-elektron pada orbital-orbital subkulit, konfigurasi elektron dapat dituliskan dalam bentuk diagram orbital. Suatu orbital dilambangkan dengan strip, sedangkan dua elektron yang menghuni satu orbital dilambangkan dengan dua anak panah yang berlawanan arah. Jika orbital hanya mengandung satu elektron, anak panah dituliskan mengarah keatas.

Dalam Kaidah Hund, dikemukakan oleh Friedrich Hund (1894-1968) pada tahun 1930, disebutkan bahwa elektron-elektron dalam orbital-orbital suatu subkulit cenderung untuk tidak berpasangan. Elektron-elektron baru berpasangan apabila  pada subkulit itu sudah tidak ada lagi orbital kosong.

Larangan Pauli

Pada tahum 1928, Wolfgang Pauli (1900-1958) mengemukakan bahwa tidak ada dua elektron dalam satu atom yang boleh mempunyai keempat bilangan kuantum yang sama. Dua elektron yang mempunyai bilangan kuantum utama, azimuth, dan magnetik yang sama dalam satu orbital, harus mempunyai spin yang berbeda. Kedua elektron tersebut berpasangan .

Setiap orbital mampu menampung maksimum dua elektron. Untuk mengimbangi gaya tolak-manolak diantara elektron-elektron tersebut, dua elektron dalam satu orbital selalu berotasi dalam arah yang berlawanan.

Subkulit s (1 orbital) maksimum 2 elektron

Subkulit p (3 orbital) maksimum 6 elektron

Subkulit d (5 orbital) maksimum 10 elektron

Subkulit f (7 orbital) maksimum 14 elektron

2.1.2 Golongan Unsur

Sifat unsur-unsur bergantung pada konfigurasi elektron. Oleh karena itu unsure-unsur dengan konfigurasi elektron mirip mempunyai sifat-sifat kimia yang mirip. Elektron yang paling menentukan sifat kimia unsur adalah elektron terluar (elektron valensi). Elektron valensi adalah elektron terluar yang tidak terikat kuat yang mempunyai peranan dalam pembentukan ikatan kimia. Berdasarkan konfigurasi elektron, unsure-unsur dalam sistem periodik panjang dibagi dalam empat blok:

Ø  Unsur-unsur blok s. konfigurasi elektronnya secara umum: ns^1…2

Ø  Unsur-unsur blok p. Konfigurasi elektronnya secara umum: ns²  np^1….6

Ø  Unsur-unsur blok d. konfigurasi elektronnya secara umum:

(n-1)s² (n-1)p⁶ (n-1)d^1…..10 ns²

Ø  Unsur-unsur blok f. Konfigurasi elektronnya secara umum:

(n-2)f^1…..14 (n-1)s² (n-1)p⁶ (n-1)d^1…10 ns²

Tempat unsur- unsur berdasarkan blok s,p,d,dan f ini dapat dilihat pada (Gambar ).

Gambar  Bagan Periodik Unsur Bentuk Panjang.

Oleh karena unsur-unsur golongan gas mulia dahulu di duga tidak dapat bereaksi maka unsur-unsur ini biasanya disebut golongan 0(nol). Unsur hidrogen mempunyai sifat yang mirip dengan logam alkali tanah dan halogen, sehingga ada yang menempatkan hydrogen di bagian atas golongan IA atau VIIIA, ataupun terpisah.

Unsur-unsur yang termasuk blok s dan blok p disebut unsur-unsur utama atau unsur representatif. Unsur-unsur ini biasanya disebut unsur golongan A, diberi nomor dari golongan IA sampai golongan VIIIA. Unsur representatif disamping dinyatakan dengan nomor, juga mempunyai nama tersendiri. Hal ini dapat dilihat di (tabel ).

Tabel Unsur representative dan namanya.

Lambing golongan	Namagolongan	Konfigurasielektronterluar
IA	Alkali	Ns1
IIA	Alkali Tanah	Ns2
IIIA	Boron,Alumunium	Ns2      np1
IVA	Karbon	Ns2      np2
VA	Nitrogen, Fosfor	Ns2      np3
VIA	Oksigen, Blerang	Ns2      np4
VIIA	Halogen	Ns2      np5
VIIIA	Gas  mulia	Ns2      np6

Unsur-unsur blok d disebut unsur transisi dan biasanya diberi nama golongan B, kecuali untuk triade besi, triade platina ringan, dan triade berat disebut golongan VIII. Nomor golongan unsur-unsur transisi dan konfigurasi elektronnya dapat di lihat pada(tabel ).

Tabel  Unsur-unsur Transisi.

Konfigurasielektron	Nomorgolongan
(n-1)d1 ns2	IIIB
(n-1)d2 ns2	IVB
(n-1)d3 ns2	VB
(n-1)d4 ns2	VIB
(n-1)d5 ns2	VIIB
(n-1)d6 ns2	VIII
(n-1)d7 ns2	VIII
(n-1)d8 ns2	VIII
(n-1)d9 ns2	IB
(n-1)d10 ns2	IIB

Unsur-unsur blok f disebut unsur-unsur transisi dalam. Unsur-unsur transisi dalam yang menyangkut 4f disebut lantanoida dan yang menyangkut 5f disebut aktinoida.

Unsur-unsur dapat juga dibagi dalam tiga golongan yaitu: logam, metaloida(semi logam), dan non logam. Logam adalah zat padat penghantar panas  dan listrik, mempunyai sifat kilap logam dan sifat mekanik tertentu seperti kekuatan regang, kedapattempaan dan keliatan. Unsur-unsur yang terletak disebelah kiri sistem periodik adalah logam. Unsur-unsur nonlogam terletak disebelah kanan sistem periodik. Hydrogen termasuk unsur nonlogam.

Pada umumnya unsur-unsur ini tidak memiliki sifat logam dan pada keadaan normal terdapat sebagai serbuk atau gas. Unsur-unsur metaloida memiliki sifat logam dan nonlogam. Batas antara logam dan nonlogam tidak tajam, pada batas inilah letak metaloida. Unsur-unsur  metaloida dapat dilihat pada (Gambar ).

Gambar letak logam, non logam, dan metaloida dalam SPU. Kotak yang dihitamkan adalah tempat metaloida.

						H 1	He 2
Li 3	Be 4	B 5	C 6	N 7	O 8	F 9	Ne 10
Na 11	Mg 12	Al 13	Si 14	P 15	S 16	Cl 17	Ar 18
K 19	Ca 20	Ga 31	Ge 32	As 33	Se 34	Br 35	Kr 36
Rb 37	Sr 38	In 49	Sn 50	Sb 51	Te 52	I 53	Xe 54
Cs 55	Ba 56	Ti 81	Pb 82	Bi 83	P 84	At 85	Rn 86

N o n l o g a m

Logam

2.2  Hubungan Sistem Periodik Unsur-unsur

Dalam tabel periodik modern, unsur-unsur dalam satu golongan memiliki sifat-sifat yang mirip, demikian pula dalam satu periode memiliki sifat-sifat beraturan. Kemiripan dan keteraturan sifat- sifat unsur dalam tabel periodik ada kaitannya dengan konfigurasi elektron atom dari unsur-unsur itu.

2.2.1   Hubungan antara periode dan konfigurasi elektron

Konfigurasi elektron dapat digunakan untuk menentukan letak unsur dalam tabel periodik. Nomor golongan ditentukan dengan cara melihat elektron valensinya, sedengkan nomor periode dengan cara menghitung jumlah kulit yang terisi elektron.

   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.

                        Jadi Hubungan antara periode dan konfigurasi elektrondapat kita simpulkan :

 

2.2.2 Hubungan Golongan dalam Tabel Periodik

Telah diketahui bahwa terdapat 8 golongan pada sistem periodik modern, hal itu tentu akan menghasilkan hubungan antara golongan tersebut. Di bawah ini merupakan sifat-sifat beberapa golongan dari sistem periodik modern.

  Golongan IA atau golongan alkali.

Golongan alkali terdiri atas unsure hiddroggen dan logam-logam alkali, yaitu litium ( Li), natrium (Na), Kalium (K), rubidium (  Rb), sesium (Cs), dan Fransium (Fr). Sifar dari unsure  golongan alkali antaran lain: Li sampai Cs bersifat logam, mengilap seperti perak, lunnak dapat diiris dengan pisau, ,dan Fr berifat radioaktif. Unsure golongan alkali secara langsung membentuk ion bermuatan (+1). Atom hydrogen merupakan atom unsure bukan logam. Hydrogen ditempatkan kedalam golongan IA walaupun sifat-sifatnya berbeda dengan unsure Li sampai Fr karena hanya mempunyai sebuah elektron.

  Golongan IIA atau golongan alkali tanah

Golongan alkali tanah terdiri atas unsure berilium (Be), magnesium(Mg), kalsium(Ca), stronsium(Sr), barium(Ba), dan radium(Ra). Kemiripan sifat yang dimiliki unsure golongan IIA dengan unsure golongan IA antara lain: logam, mengilap seperti perak.

  Golongan VIIA atau golongan halogen

Golongan VIIA atau golongan halogen terdiri dari fluor (F), klor(Cl), brom(Br), iod(I), dan astatine(At). Sifat-sifat unsure fluor sampai iod adalah non logam, dapat membentuk molekul dwiatom ( dua atom). Contohnya: F₂, Cl₂, Br₂,dan I₂. Astatin (At) merupakan unsure yang bersifat radioaktif).

  Golongan VIIIA atau golongan gas mulia.

Golongan gas mulia terdiri atas unsure helium ( He), neon( Ne), argon (Ar), kripton( Kr), Xenon ( Xe), dan radon( Rn). Sifat-sifat dari unsure golongan ini pada suhu kamar semua berwujud gas, molekulnya terdiri dari satu atom       (mono atom), dan sangat sukar bereaksi.

2.2.2         Periode dalam Tabel Periodik Modern.

Periode 1: terdiri dari 2 unsur, hydrogen dan helium. Periode ini disebut periode sangat pendek.

Periode 2: terdiri dari 8 unsur, yaitu litium,, berkelium,boron, karbon, nitrogen, oksigen, fluor, dan neon. Periode ini disebut periode pendek.

Periode 3: terdiri dari 8 unsur, yaitu natrium, magnesium, aluminium, silicon, fosfor, belerang, klor dan argon. Periode ini disebut periode pendek.

Periode 4 dan 5 : masing-masing terdiri dari 18 unsur. Periode ini disebut periode panjang.

Periode 6: berisi 32 unsur, disebut periode sangat panjang. Dalam pariode ini terdapat 14 unsur yang dikenal dengan unsure-unsur lantanida, yaitu unsure dengan nomor atom 57 sampai dengan 71. Keempat belas unsure lantanida ditempatkan dibagian bawah table periodic.

Periodik 7: merupakan periode yang sangat  panjang tetapi belum berisi penuh disebut periodi belum lengkap ( baru terisi 23 unsur). Pada periodi ini terdapat unsure-unsur aktinida karena terletak satu kotak dengan   atom actinium ( ₈₉ Ac) keempat belas unsure aktinida ditempatkan dibagian bawah table periodik.

2.3 Sifat-sifat Atom dan Keperiodikannya

2.3.1 Kemiripan Vertikal, Diagonal, dan Horizontal

     Kemiripan sifat unsur dalam sistem periodik dapat dikelompokkan dalam kemiripan vertikal, kemiripan horizontal, dan kemiripan diagonal.

Ø Kemiripan vertical

Dalam satu golongan dari atas kebawah dalam sistem periodik unsur, unsur-unsur memiliki sifat yang mirip karena mempunyai elektron valensi yang sama.

Ø  Kemiripan horizontal

Ada unsur-unsur dalam satu periode yang sifatnya mirip, misalnya triade besi(Fe, Co, Ni), triade platina (Ru, Rh, Pd), triade platina berat (Os, Ir, Pt). kemiripan sifat ini dapat dijelaskan dari jari-jari atom yang hamper sama besarnya.

Ø  Kemiripan  diagonal

Kemiripan ini terrbatas pada bagian atas sebelah kiri sistem periodik.Contohnya adalah kemiripan sifat antara litium dan magnesium.Hal ini karena kedua unsur ini mempunyai keeloktronegatifan, jari-jairi atom, dan jari-jari ion yang mirip. Kemiripan sifat unsur yang lain secara diagonal dapat dilihat pada bagian dibawah ini.

         Li    Be    B     C

          ↓      ↓      ↓

Na    Mg   Al    Si

Bilangan oksidasi unsur-unsur ini sesuai dengan golongan, tetapi sifat asam basa dan sifat fisiknya manunjukkan kemiripan diagonal.

2.3.2    Volume Atom

Sebuah atom dapat digambarkan berbentuk bola, sehingga volume atom sebanding dengan jari-jari atom. Jari-jari atom merupakan jarak elektron terluar ke inti atom.Jadi dalam satu periode dari kiri ke kanan volume atom semakin besar.Hal itu disebabkan dari atas ke bawah jumlah kulit atom bertambah sehingga jarak kulit terluar ke inti semakin jauh.Dan apabila dalam satu golongan dari atas ke bawah semakin kecil.Hal itu disebabkan unsur-unsur seperiode dari kiri ke kanan muatan inti bertambah, sehingga elektron semakin tertyarik ke inti dan jaraknya semakin dekat.

2.3.3 Titik Leleh dan Titik Didih

a. Titik leleh

Titik leleh didefinisikan sebagai temperatur dimana zat padat berubah menjadi cairan pada tekanannya satu atmosfer. Titik leleh suatu zat padat tidak mengalami perubahan yang berarti dengan adanya perubahan tekanan. Oleh karena itu tekanan biasanya tidak dilaporkan pada penentuan titik leleh , kecuali kalau perbedaan dengan tekanan normal terlalu besar. Pada umumnya titik leleh senyawa organik mudah diamati sebab temperatur dimana pelelehan mulai terjadi hamper sama dengan temperatur dimana zat telah meleleh semuanya. Contohnya : suatu zat dituliskan dengan range titik leleh 122,1°- 122,4°C dari pada titik lelehnya 122,2°C

Jika zat padat yang diamati tidak murni , maka akan terjadi penyimpangan dari titik leleh senyawa murninya. Penyimpangan itu berupa penurunan titik leleh dan perluasan range titik leleh. Misalnya : suatu asam murni diamati titik lelehnya pada temperatur 122,1°C – 122,4°C penambahan 20% zat padat lain akan mengakibatkan perubahan titik lelehnya dari temperatur 122,1°C – 122,4°C menjadi 115°C - 119°C. Rata – rata titik lelehnya lebih rendah 5°C dan range temperatur akan berubah dari 0,3°C jadi 4°C.

Atom-atom unsur alkali terikat dalam struktur terjenjal oleh ikatan logam yang lemah , karena setiap atom hanya mempunyai satu elektron ikatan dan bertambah lemah jika jari-jari bertambah besar. Oleh sebab itu titik leleh berkurang dari atas ke bawah dalam satu golongan. Sedangkan pada unsur halogen yang berada dalam keadaan padat berupa kristal terikat oleh Gaya Van der Waals yang lemah. Gaya ini bertambah jika jari-jari bertambah besar. Oleh sebab itu titik leleh bertambah dari atas ke bawah dalam satu golongan. Titik leleh bargantung pada kekuatan relatif dari ikatan. Dalam satu golongan unsur transisi dari atas ke bawah kekuatan ikatan bartambah, jadi titik leleh bertambah. Unsur C dan Si yang mempunyai struktur kovalen yang sangat besar mempunyai titik leleh tinggi.

Titik leleh dari gas mulia ditentukan oleh besarnya nomor atom. Semakin besar nomor atom maka titik lelehnya makin tinggi. Itu berarti ikatan Van der Waals sangat lemah. Sifat fisika dari karbon yaitu pada titik lelehnya adalah titik leleh dari karbon sangat tinggi, sehingga karbon berbeda dengan non logam lainnya.

b. Titik didih

Titik didih suatu cairan ialah temperatur pada mana tekanan uap yang meninggalkan cairan sama dengan tekanan luar. Bila tekanan uap sama dengan tekanan luar ( tekanan yang dikenakan ), mulai terbentuk gelembung-gelembung uap dalam cairan. Karena tekanan uap dalam gelembung sama dengan tekanan udar, maka gelembung itu dapat mendorong diri lewat permukaan dan bergerak ke fase gas di atas cairan , sehingga cairan itu mendidih. Titik didih air (dalam cairan lain) beraneka ragam menrut tekanan udara. Dipergunakan titik didih air kurang dari 100°C, karena tekanan udara kurang dari 1 atm.

Saat air berada dalam keadaan mendidih, gelembung-gelembung besar mulai terbentuk dalam cairan akan naik ke permukaan. Bila gelembung itu telah terbentuk, cairan yang tadinya menempati ruang ini didorong dan permukaan cairan pada wadah dipaksa naik untuk melawan tekanan ke bawah yang ditimbulkan oleh atmosfer. Suhu pada saat cairan mendidih disebut “titik didih”. Jadi titik didih adalah temperatur dimana tekanan uap = tekanan atmosfer.

Penambahan kecepatan panas pada cairan yang mendidih akan mempercepat terbentuknya gelembung uap air. Cairan pun akan lebih cepat mendidih , tapi suhu didih tidak naik. Titik didih cairan tergantung pada besarnya tekanan atmosfer. Titik didih pada tekanan 1 atm (760 torr) dinamakan sebagai “ titik didih normal “. Pada tekanan yang lebih besar maka titik didihnya juga lebih tinggi, dan begitu juga sebaliknya. Suhu yang tetap konstan dari cairan yang mendidih dapat dibuktikan bila kita merebus makanan. Waktu air mendidih , suhu akan tetap selama ada air disekeliling makanan tersebut berarti selama airnya belum habis makanan tak ada yang hangus. Itu membuktikan bahwa titik didih berubah dengan berubahnya tekanan.
Titik didih dapat digunakan untuk memperkirakan secara tak langsung berapa kuatnya Gaya tarik antara molekul cairan. Cairan yang gaya tarik antar molekulnya kuat , titik didihnya tinggi dan sebaliknya bila gaya tariknya lemah maka titik didihnya rendah. Ketergantungan titik didih pada gaya tarik antar molekul dimana titik didih beberapa senyawa halogen dari unsur – unsur golongan IVA, VA , VIA , dan VII A, dibandingkan. Mari kita lihat senyawa pada golongan IV A terlebih dahulu karena bentuknya yang ideal , yaitu ukuran atom yang naik dari atas ke bawah ( dari CH4 ke GeH4 ). Sedangkan titik didih naik sesuai dengan naiknya gaya London. Kecenderungan yang sama terlihat pada senyawa berhidrogen dari unsur-unsur golongan lain dimulai pada periode ketiga. Tetapi H2O, NH3, dan HF mempunyai titik didih yang lebih tinggi karena adanya Gaya London antar molekulnya.

Dalam satu golongan, ternyata ada dua jenis kecenderungan: unsur-unsur golongan IA – IVA, titik cair dan titik didih makin rendah dari atas ke bawah; unsur-unsur golongan VA – VIIIA, titik cair dan titik didihnya makin tinggi.

2.3.3         Energi Ionisasi

Energi ionisasi didefinisikan sebagai energi minimum yang dibutuhkan suatu atom netral yang berwujud gas untuk melepaskan elekton terluar sehingga membentuk ion positif.

Suatu atom unsurakanberubahmenjadi ion positifbilamelepaskanelektron. Untukmelepaskanelektrondarisuatu atom unsur gas diperlukanenergi, yang dikenalndenganenergiionisasi. Sesuaidenganbanyaknyaelektron yang dilepasolehsuatu atom, makadikenal energy ionisasipertama, kedua, danseterusnya. Elektron yang dilepasadalahelektron yang berada di orbital yang paling luar. Beberapahargaenergiionisasidapatdilihatpadatable .Berdasarkanhargaenergiionisasi yang adapadatabelternyatabahwaenergiionisasipertamaadalah yang paling kecil. Hal inimenunjukkanbahwalebihmudahmelepaskanelektrondari ion yang bermuatanpositif.

Tabelbeberapahargaenergiionisasisuatuunsur

Energi (KJ mol-1)
Z	Atom	Ke-1	Ke-2	Ke-3	Ke-4	Ke-5	Ke-6
1	H	1312
2	He	2371	5247
3	Li	520	7297	11810
4	Be	900	1757	14840	21000
5	B	800	2430	3659	25020	32810
6	C	1086	2352	4619	6221	37800	47300
7	N	1402	2857	4577	7473	9443	53250
8	O	1314	3391	5301	7468	10980	13320
9	F	1681	3375	6045	8418	11020	15160
10	Ne	2080	3963	6276	9376	12190	15230
11	Na	495,8	4565	6912	9540	13360	16610
12	Mg	737,6	1450	7732	10550	13620	18000
13	Al	577,4	1816	2744	11580	15030	18370
14	Si	786,2	1577	3229	4356	16080	19790
15	P	1012	1896	2910	4954	6272	21270

          Energi ionisasi atau potensial ionisasi pada dasarya berhubungan dengan kekuatan terikatnya elektron terluar pada atom. Energi ionisasi ini dipengaruhi  oleh faktor-faktor yang mempengaruhi ukuran atom atau ion yaitu muatan inti, konfigurasi elektron, dan pengaruh perisai dari elektron bagian dalam. Sebagai aturan umum untuk unsur-unsur dalam suatu golongan ataun perioda, energi ionisasi pertama berkurang jika ukuran atom bertambah. Denagn demikian dari atas ke bawah dalm satu golongan harga energi ionosasi cenderung bertambah besar, tetapi bertambahnya tidak teratur. Dalam hal ini dijumpai misalnya untuk perioda kedua harga energi ionisasi untuk Be lebih besar dari energi ionisasi B, dan energi ionisasi N lebih besar dari energi ionisasi O.

Energi ionisasi unsur-unsur gas mulia (golongan VIIIA) berada pada puncak grafik.Sebaliknya, energi ionisasi unsur-unsur golongan IA berada paling bawah.Hal ini menunjukkan bahwa Energi ionisasi dalam satu periode dari kiri ke kanan semakin besar dan apabila dalam satu golongan dari atas ke bawah energinya semakin cenderung kecil.

2.3.5    Afinitas Elektron

Afinitas elektron adalah besarnya energi yang dibebaskan satu atom netral dalam wujud gas pada waktu menerima satu elektron sehingga terbentuk ion negatif.

a.    Dalam satu golongan dari atas ke bawah afinitas elektron semakin kecil.

b.    Dalam satu periode dari kiri ke kanan afinitas elektron semakin besar.

Penjelasan:

Apabila ion negatif yang terbentuk stabil, energi dibebaskan dinyatakan dengan tanda negatif (-). Apabila ion negatif yang terbentuk tidak stabil, energi diperlukan/diserap dinyatakan dengan tanda positif (+).

Kecenderungan dalam afinitas elektron lebih bervariasi dibandingkan dengan energi ionisasi. Unsur-unsur halogen (Gol. VII A) mempunyai afinitas elektron paling besar/paling negatif yang berarti paling mudah menerima elektron. Kecenderungan afinitas elektron menunjukkan pola yang sama dengan pola kecenderungan energi ionisasi.

2.3.6   Jari-Jari Atom dan Jari-Jari Ion

Kulit valensi atom dapat memberikan gambaran relatif terhadap volum atom atau jari-jari atom itu. Dapat dinyatakan bahwa jari-jari atommerupakan jarak dari inti atom hingga kulit elektron paling luar (kulit valensi) dari atom.

Jari-jari atom tidak dapat diukur secara langsung; nilainya hanya merupakan hasil perkiraan berdasarkan ukuran molekulnya.

Jari-jari atom dalam satu golongan dari kiri ke kanan semakin besar dan dalam satu periode dari atas ke bawah semakin kecil. 

Jari-jari ion adalah jari-jari kation atau anion. Jari-jari ion mempengaruhi sifat-sifat fisika dan kimia suatu senyawa ionik.

Pada umumnya ukuran ion positif lebih kecil dari atom netralnya dan ion negatif ukurannya lebih besar dari atom netralnya.

Gambar  Jari-Jari Atom Unsur-Unsur

2.3.7   Keelektronegatifan

Kecenderungan setiap unsur dalam menarik elektron berbeda-beda.Besarnya kece derungan suatu atom untuk menarik elektron disebut keelegtronegatifan.Nilai keelegtronegatifan berkaitan dengan afinitas elektron dan energi ionisasi.Nilai kelegtronegatifan pertama kali dinyatakan oleh Linus Pauling sehingga nilai keelegtronegatifan dikenal dengan istilah Pauling.Dalam suatu periode, keelektronegatifan unsur-unsur dari ke kiri ke kanan semakin besar dan dalam satu golongan,dari atas ke bawah semakin kecil.

Penjelasan:

Tidak ada sifat tertentu yang dapat diukur untuk menetukan/membandingkan keelektronegatifan unsur-unsur.

Energi ionisasi dan afinitas elektron berkaitan dengan besarnya daya tarik elektron. Semakin besar daya tarik elektron semakin besar energi ionisasi, juga semakin besar (semakin negatif) afinitas elektron.

Jadi, suatu unsur (misalnya fluor) yang mempunyai energi ionisasi dan afinitas elektron yang besar akan mempunyai keelektronegatifan yang besar.

Semakin besar keelektronegatifan, unsur cenderung makin mudah membentuk ion negatif. Semakin kecil keelektronegatifan, unsur cenderung makin sulit membentuk ion negatif, dan cenderung semakin mudah membentuk ion positif.

2.3.8        Keelektronegatifan Asam Basa

Kekuatandanperubahankekuatanasamdanbasadariunsurdalamgolongan yang samadapatdipelajaridarijari-jaridankeelektronegatifan atom sentral yang mengikat proton. Olehkarenajari-jaridankeelektronegatifanmerupakansifat periodic. Dalamsatugolonganjari-jari ion bertambahbesardariataskebawah, sedangkankeelektronegatifanbertambahkecil. Keduaperubahaninimenyebabkanikatan yang makinlemahdariataskebawahuntukunsur-unsurgolongan VIA dan VIIA dengan hydrogen. Dengandemikianakandiperolehkekuatanasam yang makinbesar.

                        H₂O < H₂S < H₂Te

H₂Te lebihbanyakmengalamidisosiasi. PerludiperhatikanbahwaHCl, HBr, dan HI semuanya 100% teruraidalam air. Untukasam-asamoksidenganrumusumum H – OZ, kekuatanasambertambahjikakeelektronegatifan Z bertambah.

                        HIO <HBrO<HClO

Untukasam yang jumlahoksigennyabervariasi, makakekeutanasambertambahjikajumlahoksigenbertambah.

    HClO< HClO₂<HClO₃< HClO₄

Selainitupenggunaan atom yang lebihbesarkeelektronegatifannyaakanmenghasilkanasam yang lebihkuat.

                     CH₃ COOH < CH₂ BrCOOH< CH₂ ClCOOH< CH₂ FCOOH

                     CH₃ COOH <CH₂ FC OOH < CHF₂ COOH < CF₃ COOH

Keperiodikansifatunsurmaupunsenyawamasihbanyakdanabdadapatmengkajisendiri.

2.4 Posisi Hidrogen dalam Sistem Periodik Unsur

Ditinjau dari sifat elektronik atau valensi, karena hidrogen dapat membentuk senyawa positif (misalnya HCl) maupun negatif (misalnya NaH), hidrogen dapat digolongkan baik dalam golongan I maupun golongan VI. Sebaliknya bila kita meninjau dari sifat kesamaan elektronegativitas, hidrogen dapat digolongkan menjadi satu golongan dengan unsur-unsur golongan IV, terutama karbon. Kulit terluar hidrogen diisi elektron hanya setengah dari kapasitasnya, sama seperti karbon, sehingga kedua atom ini mampu membentuk ikatan kovalen.

Di tengah begitu pesatnya perkembangan kimia, mengapa diskusi tentang penempatan hidrogen tidak mendapat perhatian para ilmuwan kimia? Penempatan hidrogen pada golongan pertama mungkinlah hanya sebuah penomoran dari suatu unsur. Penempatan hidrogen pada golongan logam alkali dikarenakan atom ini hanya memiliki satu elektron pada kulit terluar. Seperti kita ketahui, hidrogen merupakan unsur non logam, maka penempatan ini hanya dikarenakan faktor satu elektron, tanpa mengindahkan konteks dari sifat kimia atom tersebut.

Akan tetapi, sifat-sifat hidrogen yang menyimpan misteri membuat perdebatan tentang penggolongannya pada tabel periodik masih terus berlanjut. Tapi kalau kita mau berpikir lebih jauh tentang sifat dari hidrogen tersebut, mungkin lebih tepat kalau hidrogen ditempatkan segolongan dengan karbon dan silikon.

BAB III

PENUTUP

3.1 Kesimpulan

Dari pembahasan materi di atas dapat disimpulkan bahwa.

1.      Tabel Sistem Periodik merupakan suatu cara untuk menyusun danmengklasifikasi unsur-unsur, dimana unsur-unsur yang mirip sifatnyadiletakkan pada kelompok yang sama.

2.      Konfigurasi elektron sebuah atom adalah cara elektron-elektrondidistribusikan antara orbial-orbital.

3.      Nomor golongan ditentukan dengan cara melihat elektron valensinya, sedengkan nomor periode dengan cara menghitung jumlah kulit yang terisi elektron.

4.      Sifat atom dapat dilihat dari sisi kemiripan vertikal, horisontal, diagonal; volume atom;jari-jari atom dan jari-jari ion; titik leleh dan titik didih;afinitas elektron; energi ionisasi; keelektronegatifan; keelektronegatifan sifat asam basa.

5.      Posisi hidrogen terletak di golongan alkali, tetapi hidrogen bukan unsur golongan alkali.

3.2 Saran

DAFTAR PUSTAKA

Brady,James E. 1994. Kimia Universitas (Asas dan Struktur) jilid 1 edisi kelima.

Jakarta:Erlangga

Burns,Ralph A. 1995. Fundamental of Chemistry. Singapore : Longman

Chang,Raymond. 2004. Kimia Dasar (Konsep-konsep inti) jilid 1 edisi ketiga. Jakarta:Erlangga

Firman, Harry. Liliasari. 1993. Kimia 1 Untuk Sekolah Menengah Umum Kelas 1. Jakarta: Balai Pustaka

Herron,J. Dudley,et.al.1993.Chemistry.Massachusets:D.C.Heath Company

Hill,Graham C,et.al. 1995. Chemistry in context. Ontario: Nelson

Justiana,Sandri. 2009. Chemestry for senior high school 1. Jakarta:Erlangga

Petrucci, Ralph H.1993. Kimia Dasar Prinsip dan Penerapan Modern. Jakarta : Suminar Erlangga 

Purba,Michael . 2006. Kimia. Jakarta: Erlangga

Ranawidjaja, Jahja, dkk. 1979. Kimia 1 Untuk Sma. Jakarta: Departemen Pendidikan Dan Kebudayaan

Respati. 1981. Dasar-Dasar Ilmu Kimia. Yogyakarta : Aksara Baru

Sukarna, I Made. 2003. Common Textbook Kimia Dasar 1.Yogyakarta: Universitas Negeri Yogyakarta PESS

Soetrisno.2003.Digolongan mana hidrogen ditempatkan. (online), ( http://www.chem-  istry.org/tanya_pakar/di_golongan_mana_hidrogen_layak_ditempatkan/),

            diakses 17 Desember 2012

Sunjaya, Akhmad . 1982. Ilmu Kimia Umum.Surabaya : Sinar Wijaya

Utami,Budi. 2011. Sifat Periodik Unsur: Sifat Logam,Titik Leleh, Titik

Didih. (online), (http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-sma-ma/tabel-periodik-unsur-dan-struktur-atom/sifat-periodik-unsur-sifat-logam-titik-leleh-dan-titik-didih/), diakses 17 Desember 2012